ZUURSTOF: EIGENSCHAPPEN, STRUCTUUR, RISICO'S, TOEPASSINGEN - CHEMIE - 2025

De zuurstof is een chemisch element dat wordt weergegeven door het symbool O. is een zeer reactief gas, dat de groep 16 leidt: chalcogenen. Deze naam is te danken aan het feit dat zwavel en zuurstof in bijna alle mineralen aanwezig zijn.

Zijn hoge elektronegativiteit verklaart zijn grote hebzucht naar elektronen, waardoor hij zich combineert met een groot aantal elementen; Zo ontstaat een breed scala aan minerale oxiden die de aardkorst verrijken. De resterende zuurstof wordt dus samengesteld en maakt de atmosfeer ademend.

Zuurstof is vaak synoniem voor lucht en water, maar wordt ook aangetroffen in gesteenten en mineralen. Bron: Pxhere.

Zuurstof is het derde meest voorkomende element in het heelal, na waterstof en helium, en het is ook het hoofdbestanddeel in massa van de aardkorst. Het heeft een volumepercentage van 20,8% van de atmosfeer van de aarde en vertegenwoordigt 89% van de massa van water.

Het heeft gewoonlijk twee allotrope vormen: diatomische zuurstof (O ₂ ), de meest voorkomende vorm in de natuur, en ozon (O ₃ ), gevonden in de stratosfeer. Er zijn echter nog twee andere (O ₄ en O ₈ ) die in hun vloeibare of vaste fasen bestaan ​​en onder enorme druk staan.

Zuurstof wordt constant geproduceerd door het proces van fotosynthese, uitgevoerd door fytoplankton en landplanten. Eenmaal geproduceerd, wordt het vrijgegeven zodat levende wezens het kunnen gebruiken, terwijl een klein deel ervan oplost in de zeeën, waardoor het waterleven in stand wordt gehouden.

Het is daarom een ​​essentieel element voor levende wezens; niet alleen omdat het aanwezig is in de meeste verbindingen en moleculen waaruit ze bestaan, maar ook omdat het ingrijpt in al hun metabolische processen.

Hoewel het isolement ervan controversieel wordt toegeschreven aan Carl Scheele en Joseph Priestley in 1774, zijn er aanwijzingen dat zuurstof in 1608 voor het eerst werd geïsoleerd door Michael Sendivogius.

Dit gas wordt in de medische praktijk gebruikt om de levensomstandigheden van patiënten met ademhalingsmoeilijkheden te verbeteren. Evenzo wordt zuurstof gebruikt om mensen in staat te stellen hun functies te vervullen in omgevingen met verminderde of geen toegang tot zuurstof uit de lucht.

Commercieel geproduceerde zuurstof wordt voornamelijk gebruikt in de metallurgische industrie voor de omzetting van ijzer in staal.

Geschiedenis

Nitroariële geest

In 1500, Leonardo da Vinci, gebaseerd op de experimenten van Philo van Byzantium in de tweede eeuw voor Christus. C., concludeerde dat een deel van de lucht werd verbruikt tijdens verbranding en ademhaling.

In 1608 toonde Cornelius Drebble aan dat het verwarmen van salpetre (zilvernitraat, KNO ₃ ) een gas produceerde. Dit gas, zoals het later bekend zou worden, was zuurstof; maar Drebble kon het niet als een nieuw item identificeren.

Toen, in 1668, wees John Majow erop dat een deel van de lucht dat hij "Spiritus nitroaerus" noemde, verantwoordelijk was voor vuur en dat het ook werd verbruikt tijdens ademhaling en verbranding van stoffen. Majow merkte op dat stoffen niet verbrandden in afwezigheid van de nitroariële geest.

Majow voerde de verbranding van antimoon uit en observeerde een toename van het gewicht van antimoon tijdens de verbranding. Majow concludeerde dus dat antimoon gecombineerd met de nitroariële geest.

Ontdekking

Hoewel het tijdens het leven of na zijn dood geen erkenning kreeg van de wetenschappelijke gemeenschap, is het waarschijnlijk dat Michael Sandivogius (1604) de ware ontdekker van zuurstof is.

Sandivogius was een Zweedse alchemist, filosoof en arts die de thermische ontleding van kaliumnitraat produceerde. Zijn experimenten leidden hem tot het vrijkomen van zuurstof, die hij "cibus vitae" noemde: levensmiddel.

Tussen 1771 en 1772 verwarmde de Zweedse chemicus Carl W Scheele verschillende verbindingen: kaliumnitraat, mangaanoxide en kwikoxide. Scheele merkte op dat er een gas uit kwam dat de verbranding verhoogde en dat hij 'vuurlucht' noemde.

Joseph Priestly's experimenten

In 1774 verwarmde de Engelse chemicus Joseph Priestly kwikoxide door een vergrootglas van 30 cm te gebruiken dat zonlicht concentreerde. Het kwikoxide maakte een gas vrij waardoor de kaars veel sneller brandde dan normaal.

Bovendien testte Priestly de biologische werking van gas. Om dit te doen, plaatste hij een muis in een gesloten container waarvan hij verwachtte dat hij het vijftien minuten zou overleven; in aanwezigheid van het gas hield het echter een uur stand, langer dan verwacht.

Priestly publiceerde zijn resultaten in 1774; terwijl Scheele dat deed in 1775. Om deze reden wordt de ontdekking van zuurstof vaak toegeschreven aan Priestly.

Zuurstof in de lucht

Antoine Lavoisier, een Franse chemicus (1777), ontdekte dat lucht 20% zuurstof bevat en dat wanneer een stof verbrandt, het zich in feite combineert met zuurstof.

Lavoisier concludeerde dat de schijnbare gewichtstoename die de stoffen tijdens hun verbranding ondervonden te wijten was aan het gewichtsverlies dat in de lucht optreedt; omdat zuurstof gecombineerd met deze stoffen en dus de massa van de reactanten behouden bleef.

Hierdoor kon Lavoisier de wet van behoud van materie vaststellen. Lavoisier stelde de naam voor van zuurstof die voortkwam uit de vorming van wortelzuur "oxys" en "genen". Zuurstof betekent dus 'zuurvormend'.

Deze naam is onjuist, aangezien niet alle zuren zuurstof bevatten; bijvoorbeeld waterstofhalogeniden (HF, HCl, HBr en HI).

Dalton (1810) kende de chemische formule HO toe aan water en daarom was het atoomgewicht van zuurstof 8. Een groep chemici, waaronder: Davy (1812) en Berzelius (1814) corrigeerden de benadering van Dalton en concludeerden dat de juiste formule voor water is H ₂ O en het atoomgewicht van zuurstof is 16.

Fysische en chemische eigenschappen

Verschijning

Kleurloos, geurloos en smaakloos gas; terwijl ozon een scherpe geur heeft. Zuurstof bevordert de verbranding, maar is zelf geen brandstof.

Vloeibare zuurstof. Bron: Staff Sergeant Nika Glover, US Air Force

In zijn vloeibare vorm (bovenste afbeelding) is het bleekblauw van kleur, en zijn kristallen zijn ook blauwachtig; maar ze kunnen roze, oranje en zelfs roodachtige tinten krijgen (zoals zal worden uitgelegd in het gedeelte over hun structuur).

Atoomgewicht

15.999 u.

Atoomnummer (Z)

8.

Smeltpunt

-218,79 ° C.

Kookpunt

-182.962 ° C.

Dichtheid

Onder normale omstandigheden: 1.429 g / L. Zuurstof is een gas dat dichter is dan lucht. Bovendien is het een slechte geleider van warmte en elektriciteit. En op het (vloeibare) kookpunt is de dichtheid 1,141 g / ml.

Drievoudig punt

54,361 K en 0,1463 kPa (14,44 atm).

Kritisch punt

154,581 K en 5,043 MPa (49770,54 atm).

Warmte van fusie

0,444 kJ / mol.

Warmte van verdamping

6,82 kJ / mol.

Molaire calorische capaciteit

29.378 J / (mol.K).

Dampdruk

Bij een temperatuur van 90 K heeft het een dampspanning van 986,92 atm.

Oxidatietoestanden

-2, -1, +1, +2. De belangrijkste oxidatietoestand is -2 (O ^2- ).

Elektronegativiteit

3,44 op de schaal van Pauling

Ionisatieenergie

Ten eerste: 1.313,9 kJ / mol.

Ten tweede: 3.388,3 kJ / mol.

Ten derde: 5.300,5 kJ / mol.

Magnetische volgorde

Paramagnetisch.

Oplosbaarheid in water

De oplosbaarheid van zuurstof in water neemt af naarmate de temperatuur stijgt. Bijvoorbeeld: 14,6 ml zuurstof / l water wordt opgelost bij 0 ºC en 7,6 ml zuurstof / l water bij 20 ºC. De oplosbaarheid van zuurstof in drinkwater is hoger dan in zeewater.

Bij een temperatuur van 25 ºC en een druk van 101,3 kPa kan drinkwater 6,04 ml zuurstof / L water bevatten; terwijl het water van zeewater slechts 4,95 ml zuurstof / L water is.

Reactiviteit

Zuurstof is een zeer reactief gas dat direct reageert met bijna alle elementen bij kamertemperatuur en hoge temperaturen; behalve voor metalen met een hoger reductiepotentieel dan koper.

Het kan ook reageren met verbindingen en de daarin aanwezige elementen oxideren. Dit is wat er gebeurt als het reageert met glucose, bijvoorbeeld om water en kooldioxide te produceren; of wanneer hout of een koolwaterstof brandt.

Zuurstof kan elektronen accepteren door volledige of gedeeltelijke overdracht, daarom wordt het als een oxidatiemiddel beschouwd.

Het meest voorkomende oxidatiegetal of oxidatietoestand voor zuurstof is -2. Met dit oxidatiegetal wordt het aangetroffen in water (H ₂ O), zwaveldioxide (SO ₂ ) en kooldioxide (CO ₂ ).

Ook in organische verbindingen zoals aldehyden, alcoholen, carbonzuren; gewone zuren zoals H ₂ SO ₄ , H ₂ CO ₃ , HNO ₃ ; en de daarvan afgeleide zouten: Na ₂ SO ₄ , Na ₂ CO ₃ of KNO ₃ . In alle gevallen zou het bestaan ​​van O ² kunnen worden aangenomen (wat niet geldt voor organische verbindingen).

Oxiden

Zuurstof is als O ^{2 aanwezig} in de kristalstructuren van metaaloxiden.

Anderzijds, in metallische superoxiden, zoals kalium superoxide (KO ₂ ) zuurstof aanwezig als O ₂ ^- ionen . Terwijl in metaalperoxiden, om te zeggen bariumperoxide (BaO ₂ ), zuurstof verschijnt als het ion O ₂ ^2- (Ba ^{2 +} O ₂ ^2- ).

Isotopen

Zuurstof heeft drie stabiele isotopen: ¹⁶ O, met 99,76% overvloed; de ¹⁷ O, met 0,04%; en ¹⁸ O, met 0,20%. Merk op dat ¹⁶ O verreweg de meest stabiele en meest voorkomende isotoop is.

Structuur en elektronische configuratie

Zuurstofmolecuul en zijn interacties

Diatomische zuurstofmolecuul. Bron: Claudio Pistilli

Zuurstof in de grondtoestand is een atoom waarvan de elektronische configuratie is:

2s ² 2p ⁴

Volgens de valentiebindingstheorie (TEV) zijn twee zuurstofatomen covalent gebonden zodat beide afzonderlijk hun valentie-octet voltooien; naast het feit dat hij zijn twee solitaire elektronen kan koppelen vanuit de 2p-orbitalen.

Op deze manier verschijnt dan het diatomische zuurstofmolecuul, O ₂ (bovenste afbeelding), dat een dubbele binding heeft (O = O). De energiestabiliteit is zodanig dat zuurstof nooit als individuele atomen in de gasfase wordt aangetroffen, maar als moleculen.

Omdat O ₂ homonucleair, lineair en symmetrisch is, mist het een permanent dipoolmoment; daarom zijn hun intermoleculaire interacties afhankelijk van hun moleculaire massa en de Londense verstrooiingskrachten. Deze krachten zijn relatief zwak voor zuurstof, wat verklaart waarom het onder aardse omstandigheden een gas is.

Wanneer de temperatuur echter daalt of de druk toeneemt, worden de O ₂ -moleculen gedwongen samen te smelten; tot het punt dat hun interacties significant worden en de vorming van vloeibare of vaste zuurstof mogelijk maken. Om ze moleculair te proberen te begrijpen, is het noodzakelijk om O ₂ als structurele eenheid niet uit het oog te verliezen .

Ozon

Zuurstof kan andere aanzienlijk stabiele moleculaire structuren aannemen; dat wil zeggen, het wordt in de natuur (of in het laboratorium) in verschillende allotrope vormen aangetroffen. Ozon (onderste afbeelding), O ₃ bijvoorbeeld, is de op een na bekendste allotroop van zuurstof.

Structuur van de resonantiehybride weergegeven door een bol- en staafmodel voor het ozonmolecuul. Bron: Ben Mills via Wikipedia.

Nogmaals, TEV ondersteunt, legt uit en toont aan dat er in O ₃ resonantiestructuren moeten zijn die de positieve formele lading van zuurstof in het centrum stabiliseren (rode stippellijnen); terwijl de zuurstofatomen aan de uiteinden van de boemerang een negatieve lading verdelen, waardoor de totale lading voor ozon neutraal wordt.

Op deze manier zijn de banden niet enkelvoudig, maar ook niet dubbel. Voorbeelden van resonantiehybriden komen veel voor in evenveel anorganische moleculen of ionen.

De O ₂ en O ₃ , omdat hun moleculaire structuren verschillend zijn, gebeurt hetzelfde met hun fysische en chemische eigenschappen, vloeibare fasen of kristallen (zelfs als beide uit zuurstofatomen bestaan). Ze theoretiseren dat de grootschalige synthese van cyclisch ozon, waarvan de structuur lijkt op die van een roodachtige, zuurstofrijke driehoek, waarschijnlijk is.

Dit is waar de "normale allotropen" van zuurstof eindigen. Er zijn echter nog twee andere te overwegen: O ₄ en O ₈ , respectievelijk gevonden of voorgesteld in vloeibare en vaste zuurstof.

Vloeibare zuurstof

Gasvormige zuurstof is kleurloos, maar wanneer de temperatuur daalt tot -183 ºC, condenseert het tot een bleekblauwe vloeistof (vergelijkbaar met lichtblauw). De interacties tussen O ₂ -moleculen zijn nu zodanig dat zelfs hun elektronen fotonen in het rode gebied van het zichtbare spectrum kunnen absorberen om hun karakteristieke blauwe kleur te reflecteren.

Er wordt echter getheoretiseerd dat er in deze vloeistof meer dan alleen O ₂ -moleculen zitten , maar ook een O _4- molecuul (onderste afbeelding). Het lijkt alsof de ozon "vastzit" door een ander zuurstofatoom dat op de een of andere manier tussenkomt voor de positieve formele lading die zojuist is beschreven.

Voorgestelde modelstructuur met bollen en staafjes voor het tetrazuurstofmolecuul. Bron: Benjah-bmm27

Het probleem is dat volgens computationele en moleculaire simulaties genoemde structuur voor O ₄ niet precies stabiel is; ze voorspellen echter dat ze bestaan ​​als (O ₂ ) ₂ -eenheden , dat wil zeggen dat twee O ₂ -moleculen zo dicht bij elkaar liggen dat ze een soort onregelmatig raamwerk vormen (de O-atomen zijn niet tegenover elkaar uitgelijnd).

Vaste zuurstof

Zodra de temperatuur daalt tot -218,79 ºC, kristalliseert zuurstof in een eenvoudige kubische structuur (γ-fase). Naarmate de temperatuur nog verder daalt, ondergaat het kubische kristal overgangen naar de β- (rhombohedrale en -229,35 ° C) en α (monokliene en -249,35 ° C) fasen.

Al deze kristallijne fasen van vaste zuurstof komen voor bij omgevingsdruk (1 atm). Wanneer de druk toeneemt tot 9 GPa (~ 9000 atm), verschijnt de δ-fase, waarvan de kristallen oranje zijn. Als de druk blijft stijgen tot 10 GPa, verschijnt de vaste rode zuurstof of ε-fase (opnieuw monoklien).

De ε-fase is bijzonder omdat de druk zo enorm is dat de O ₂ -moleculen niet alleen zichzelf ordenen als O _4- eenheden , maar ook als O ₈ :

Modelstructuur met bollen en staafjes voor het octa-zuurstofmolecuul. Bron: Benjah-bmm27

Merk op dat deze O ₈ uit twee O ₄ eenheden bestaat waar het reeds verklaarde onregelmatige frame te zien is. Evenzo is het geldig om het te beschouwen als vier O _2's die nauw en verticaal zijn uitgelijnd. Hun stabiliteit onder deze druk is echter zodanig dat O ₄ en O ₈ twee extra allotropen voor zuurstof zijn.

En tot slot hebben we de ζ-fase, metallisch (bij drukken hoger dan 96 GPa), waarin de druk ervoor zorgt dat de elektronen zich verspreiden in het kristal; net zoals het gebeurt met metalen.

Waar te vinden en productie

Mineralen

Zuurstof is het derde element in het heelal in massa, na waterstof en helium. Het is het meest voorkomende element in de aardkorst en vertegenwoordigt ongeveer 50% van zijn massa. Het wordt voornamelijk gevonden in combinatie met silicium, in de vorm van siliciumoxide (SiO ₂ ).

Zuurstof wordt gevonden als onderdeel van ontelbare mineralen, zoals: kwarts, talk, veldspaat, hematiet, cupriet, bruciet, malachiet, limoniet, enz. Evenzo bevindt het zich als onderdeel van talrijke verbindingen zoals carbonaten, fosfaten, sulfaten, nitraten, enz.

Lucht

Zuurstof vormt 20,8 vol.% Van de atmosferische lucht. In de troposfeer wordt het voornamelijk gevonden als een diatomisch zuurstofmolecuul. In de stratosfeer, een gasvormige laag tussen 15 en 50 km van het aardoppervlak, wordt het als ozon aangetroffen.

Ozon wordt geproduceerd door een elektrische ontlading op het O ₂ -molecuul . Deze allotroop van zuurstof absorbeert ultraviolet licht van zonnestraling en blokkeert de schadelijke werking ervan op mensen, die in extreme gevallen wordt geassocieerd met het verschijnen van melanomen.

Vers en zout water

Zuurstof is een belangrijk bestanddeel van zeewater en zoet water uit meren, rivieren en grondwater. Zuurstof maakt deel uit van de chemische formule van water en vormt 89 massaprocent.

Aan de andere kant, hoewel de oplosbaarheid van zuurstof in water relatief laag is, is de hoeveelheid zuurstof die erin wordt opgelost essentieel voor het waterleven, dat veel soorten dieren en algen omvat.

Levende wezens

De mens bestaat voor ongeveer 60% uit water en is tegelijkertijd rijk aan zuurstof. Maar daarnaast maakt zuurstof deel uit van talrijke verbindingen, zoals fosfaten, carbonaten, carbonzuren, ketonen, enz., Die essentieel zijn voor het leven.

Zuurstof is ook aanwezig in polysacchariden, lipiden, eiwitten en nucleïnezuren; dat wil zeggen, de zogenaamde biologische macromoleculen.

Het maakt ook deel uit van schadelijk afval van menselijke activiteit, bijvoorbeeld: koolmonoxide en kooldioxide, evenals zwaveldioxide.

Biologische productie

Planten zijn verantwoordelijk voor het verrijken van de lucht met zuurstof in ruil voor de kooldioxide die we uitademen. Bron: Pexels.

Zuurstof wordt geproduceerd tijdens fotosynthese, een proces waarbij marien fytoplankton en landplanten lichtenergie gebruiken om kooldioxide te laten reageren met water, glucose te creëren en zuurstof vrij te geven.

Geschat wordt dat meer dan 55% van de zuurstof geproduceerd door fotosynthese het gevolg is van de werking van marien fytoplankton. Daarom vormt het de belangrijkste bron van zuurstofproductie op aarde en is het verantwoordelijk voor het in stand houden van het leven erop.

Industriële productie

Vloeibaar maken van lucht

De belangrijkste methode voor het produceren van zuurstof in industriële vorm is die welke in 1895 is gemaakt, onafhankelijk door Karl Paul Gottfried Von Linde en William Hamson. Deze methode wordt nog steeds gebruikt, met enkele aanpassingen.

Het proces begint met het samenpersen van de lucht om de waterdamp te condenseren en zo te verwijderen. Vervolgens wordt de lucht gezeefd door te worden geleid door een mengsel van zeoliet en silicagel, voor het verwijderen van kooldioxide, zware koolwaterstoffen en de rest van water.

Vervolgens worden de componenten van de vloeibare lucht gescheiden door een gefractioneerde destillatie, waarbij de daarin aanwezige gassen worden gescheiden door hun verschillende kookpunten. Met deze methode is het mogelijk om zuurstof te verkrijgen met een zuiverheid van 99%.

Elektrolyse van water

Zuurstof wordt geproduceerd door elektrolyse van sterk gezuiverd water en met een elektrische geleidbaarheid die niet hoger is dan 1 µS / cm. Water wordt door elektrolyse gescheiden in zijn componenten. Waterstof beweegt als kation naar de kathode (-); terwijl zuurstof naar de anode beweegt (+).

De elektroden hebben een speciale structuur om de gassen op te vangen en vervolgens vloeibaar te maken.

Thermische ontleding

Bij thermische ontleding van verbindingen zoals kwikoxide en salpetre (kaliumnitraat) komt zuurstof vrij, die kan worden opgevangen voor gebruik. Voor dit doel worden ook peroxiden gebruikt.

Biologische rol

Zuurstof wordt geproduceerd door fytoplankton en landplanten door middel van fotosynthese. Het passeert de longwand en wordt in het bloed opgevangen door hemoglobine, dat het naar verschillende organen transporteert om later te worden gebruikt bij het cellulaire metabolisme.

In dit proces wordt zuurstof gebruikt tijdens het metabolisme van koolhydraten, vetzuren en aminozuren, om uiteindelijk kooldioxide en energie te produceren.

De ademhaling kan als volgt worden weergegeven:

C ₆ H ₁₂ O ₆ + O ₂ => CO ₂ + H ₂ O + Energie

Glucose wordt gemetaboliseerd in een reeks opeenvolgende chemische processen, waaronder glycolyse, de Krebs-cyclus, de elektronentransportketen en oxidatieve fosforylering. Deze reeks gebeurtenissen produceert energie die zich ophoopt als ATP (adenosinetrifosfaat).

ATP wordt gebruikt in verschillende processen in cellen, waaronder het transport van ionen en andere stoffen door het plasmamembraan; de intestinale opname van stoffen; de samentrekking van verschillende spiercellen; het metabolisme van verschillende moleculen, etc.

Polymorfonucleaire leukocyten en macrofagen zijn fagocytische cellen die zuurstof kunnen gebruiken om superoxide-ionen, waterstofperoxide en singletzuurstof te produceren, die worden gebruikt om micro-organismen te vernietigen.

Risico's

Het inademen van zuurstof onder hoge druk kan misselijkheid, duizeligheid, spierspasmen, gezichtsverlies, toevallen en bewustzijnsverlies veroorzaken. Bovendien veroorzaakt het langdurig inademen van zuivere zuurstof longirritatie, die zich manifesteert door hoesten en kortademigheid.

Het kan ook de oorzaak zijn van de vorming van longoedeem: een zeer ernstige aandoening die de ademhalingsfunctie beperkt.

Een atmosfeer met een hoge zuurstofconcentratie kan gevaarlijk zijn, omdat het de ontwikkeling van branden en explosies bevordert.

Toepassingen

Artsen

Zuurstof wordt toegediend aan patiënten met ademhalingsfalen; dat is het geval bij patiënten met longontsteking, longoedeem of emfyseem. Ze konden geen omgevingszuurstof inademen omdat ze ernstig zouden worden aangetast.

Patiënten met hartfalen met vochtophoping in de longblaasjes moeten ook van zuurstof worden voorzien; evenals patiënten die een ernstig cerebrovasculair accident (CVA) hebben gehad.

Beroepsbehoefte

Brandweerlieden die brand bestrijden in een omgeving met onvoldoende ventilatie, hebben het gebruik van maskers en zuurstofflessen nodig die hen in staat stellen hun functies te vervullen zonder hun leven in gevaar te brengen.

De onderzeeërs zijn uitgerust met zuurstofproductieapparatuur waarmee zeilers in een gesloten omgeving en zonder toegang tot atmosferische lucht kunnen verblijven.

Duikers doen hun werk ondergedompeld in water en dus geïsoleerd van de atmosferische lucht. Ze ademen door zuurstof die wordt gepompt door buizen die zijn verbonden met hun duikpak of door het gebruik van cilinders die aan het lichaam van de duiker zijn bevestigd.

Astronauten voeren hun activiteiten uit in omgevingen die zijn uitgerust met zuurstofgeneratoren die het mogelijk maken om te overleven tijdens ruimtereizen en in een ruimtestation.

Industrieel

Meer dan 50% van de industrieel geproduceerde zuurstof wordt verbruikt bij de omzetting van ijzer in staal. Het gesmolten ijzer wordt geïnjecteerd met een zuurstofstraal om de aanwezige zwavel en koolstof te verwijderen; ze reageren om respectievelijk de gassen SO ₂ en CO ₂ te produceren .

Acetyleen wordt in combinatie met zuurstof gebruikt om metalen platen te snijden en ook om hun soldeer te produceren. Zuurstof wordt ook gebruikt bij de productie van glas, waardoor de verbranding bij het bakken van het glas wordt verhoogd om de transparantie te verbeteren.

Atoomabsorptiespectrofotometrie

De combinatie van acetyleen en zuurstof wordt gebruikt om monsters van verschillende oorsprong te branden in een atoomabsorptiespectrofotometer.

Tijdens de procedure valt een lichtstraal van een lamp op de vlam, die specifiek is voor het te kwantificeren element. De vlam absorbeert het licht van de lamp, waardoor het element kan worden gekwantificeerd.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde . (Vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Zuurstof. Hersteld van: en.wikipedia.org
3. Richard van Noorden. (13 september 2006). Gewoon een mooie fase? Stevige rode zuurstof: nutteloos maar heerlijk. Hersteld van: nature.com
4. AzoNano. (4 december 2006). Vaste zuurstof e-fase kristalstructuur bepaald samen met de ontdekking van een rode zuurstof O8-cluster. Hersteld van: azonano.com
5. Nationaal centrum voor informatie over biotechnologie. (2019). Zuurstof molecuul. PubChem-database. CID = 977. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Dr. Doug Stewart. (2019). Feiten over zuurstofelementen. Chemicool. Hersteld van: chemicool.com
7. Robert C. Brasted. (9 juli 2019). Zuurstof: scheikundig element. Encyclopædia Britannica. Hersteld van: britannica.com
8. Wiki Kids. (2019). Zuurstoffamilie: eigenschappen van VIA-elementen. Hersteld van: gewoon. Wetenschap
9. Advameg, Inc. (2019). Zuurstof. Hersteld van: madehow.com
10. Lenntech BV (2019). Periodiek systeem: zuurstof. Hersteld van: lenntech.com
11. Ministerie van Volksgezondheid en Senior Services van New Jersey. (2007). Zuurstof: informatieblad gevaarlijke stoffen. . Hersteld van: nj.gov
12. Yamel Mattarollo. (2015, 26 augustus). Industriële toepassingen van industriële zuurstof. Hersteld van: altecdust.com