SAUERSTOFF: EIGENSCHAFTEN, STRUKTUR, RISIKEN, VERWENDUNGEN - CHEMIE - 2024

Der Sauerstoff ist ein chemisches Element, das durch das Symbol O dargestellt wird. Es ist ein hochreaktives Gas, das die Gruppe 16 anführt: Chalkogene. Dieser Name beruht auf der Tatsache, dass Schwefel und Sauerstoff in fast allen Mineralien vorhanden sind.

Seine hohe Elektronegativität erklärt seine große Gier nach Elektronen, die dazu führt, dass es sich mit einer großen Anzahl von Elementen verbindet. So entsteht eine Vielzahl von Mineraloxiden, die die Erdkruste anreichern. Somit setzt sich der verbleibende Sauerstoff zusammen und macht die Atmosphäre atmungsaktiv.

Sauerstoff ist oft gleichbedeutend mit Luft und Wasser, kommt aber auch in Gesteinen und Mineralien vor. Quelle: Pxhere.

Sauerstoff ist nach Wasserstoff und Helium das dritthäufigste Element im Universum und der Hauptbestandteil der Erdkruste. Es hat einen Volumenanteil von 20,8% der Erdatmosphäre und macht 89% der Wassermasse aus.

Es hat normalerweise zwei allotrope Formen: zweiatomigen Sauerstoff (O ₂ ), die in der Natur am häufigsten vorkommende Form, und Ozon (O ₃ ), das in der Stratosphäre vorkommt. Es gibt jedoch zwei andere (O ₄ und O ₈ ), die in ihrer flüssigen oder festen Phase und unter enormem Druck existieren.

Durch die Photosynthese von Phytoplankton und Landpflanzen wird ständig Sauerstoff produziert. Einmal produziert, wird es freigesetzt, damit Lebewesen es nutzen können, während sich ein kleiner Teil davon in den Meeren auflöst und das Leben im Wasser erhält.

Es ist daher ein wesentliches Element für Lebewesen; nicht nur, weil es in den meisten Verbindungen und Molekülen vorhanden ist, die sie bilden, sondern auch, weil es in alle ihre Stoffwechselprozesse eingreift.

Obwohl seine Isolierung 1774 kontrovers Carl Scheele und Joseph Priestley zugeschrieben wird, gibt es Hinweise darauf, dass Michael Sendivogius 1608 erstmals Sauerstoff isoliert hat.

Dieses Gas wird in der medizinischen Praxis eingesetzt, um die Lebensbedingungen von Patienten mit Atembeschwerden zu verbessern. Ebenso wird Sauerstoff verwendet, um es Menschen zu ermöglichen, ihre Funktionen in Umgebungen zu erfüllen, in denen der Zugang zu Luftsauerstoff verringert oder nicht möglich ist.

Kommerziell hergestellter Sauerstoff wird hauptsächlich in der metallurgischen Industrie zur Umwandlung von Eisen in Stahl verwendet.

Geschichte

Nitroarialgeist

Im Jahr 1500 Leonardo da Vinci, basierend auf den Experimenten von Philo von Byzanz im zweiten Jahrhundert vor Christus. C. schloss daraus, dass ein Teil der Luft während der Verbrennung und Atmung verbraucht wurde.

Im Jahr 1608 zeigte Cornelius Drebble, dass beim Erhitzen von Salpeter (Silbernitrat, KNO ₃ ) ein Gas erzeugt wurde. Dieses Gas, wie es später bekannt sein würde, war Sauerstoff; aber Drebble konnte es nicht als neuen Gegenstand identifizieren.

Dann, im Jahr 1668, wies John Majow darauf hin, dass ein Teil der Luft, den er "Spiritus nitroaerus" nannte, für Feuer verantwortlich war und dass er auch während der Atmung und der Verbrennung von Substanzen verbraucht wurde. Majow beobachtete, dass Substanzen in Abwesenheit des Nitroarialgeistes nicht brannten.

Majow führte die Verbrennung von Antimon durch und beobachtete eine Zunahme des Gewichts von Antimon während seiner Verbrennung. So schloss Majow, dass Antimon mit dem Nitroarialgeist kombiniert wurde.

Entdeckung

Obwohl es weder im Leben noch nach seinem Tod die Anerkennung der wissenschaftlichen Gemeinschaft erhielt, ist es wahrscheinlich, dass Michael Sandivogius (1604) der wahre Entdecker von Sauerstoff ist.

Sandivogius war ein schwedischer Alchemist, Philosoph und Arzt, der die thermische Zersetzung von Kaliumnitrat herstellte. Seine Experimente führten ihn zur Freisetzung von Sauerstoff, den er "cibus vitae" nannte: Nahrung des Lebens.

Zwischen 1771 und 1772 erhitzte der schwedische Chemiker Carl W. Scheele verschiedene Verbindungen: Kaliumnitrat, Manganoxid und Quecksilberoxid. Scheele beobachtete, dass von ihnen ein Gas freigesetzt wurde, das die Verbrennung erhöhte und das er "Feuerluft" nannte.

Joseph Priestlys Experimente

1774 erhitzte der englische Chemiker Joseph Priestly Quecksilberoxid mit einer 12-Zoll-Lupe, die das Sonnenlicht konzentrierte. Das Quecksilberoxid setzte ein Gas frei, das die Kerze viel schneller als normal brennen ließ.

Darüber hinaus testete Priestly die biologische Wirkung von Gas. Zu diesem Zweck legte er eine Maus in einen geschlossenen Behälter, von dem er erwartete, dass er fünfzehn Minuten überleben würde. In Gegenwart des Gases überlebte es jedoch eine Stunde länger als angenommen.

Priestly veröffentlichte seine Ergebnisse 1774; Scheele tat dies 1775. Aus diesem Grund wird die Entdeckung von Sauerstoff oft Priestly zugeschrieben.

Sauerstoff in der Luft

Antoine Lavoisier, französischer Chemiker (1777), entdeckte, dass Luft 20% Sauerstoff enthält und sich beim Verbrennen einer Substanz tatsächlich mit Sauerstoff verbindet.

Lavoisier kam zu dem Schluss, dass die offensichtliche Gewichtszunahme der Substanzen während ihrer Verbrennung auf den Gewichtsverlust in der Luft zurückzuführen ist. da Sauerstoff mit diesen Substanzen kombiniert wurde und somit die Massen der Reaktanten erhalten blieben.

Dies ermöglichte es Lavoisier, das Gesetz zur Erhaltung der Materie aufzustellen. Lavoisier schlug den Namen des Sauerstoffs vor, der aus der Bildung der Wurzelsäure "Oxys" und "Gene" stammt. Sauerstoff bedeutet also "säurebildend".

Dieser Name ist falsch, da nicht alle Säuren Sauerstoff enthalten; zum Beispiel Halogenwasserstoffe (HF, HCl, HBr und HI).

Dalton (1810) wies Wasser die chemische Formel HO zu und daher betrug das Atomgewicht von Sauerstoff 8. Eine Gruppe von Chemikern, darunter: Davy (1812) und Berzelius (1814), korrigierte Daltons Ansatz und kam zu dem Schluss, dass Die korrekte Formel für Wasser lautet H ₂ O und das Atomgewicht von Sauerstoff beträgt 16.

Physikalische und chemische Eigenschaften

Aussehen

Farbloses, geruchloses und geschmackloses Gas; während Ozon einen stechenden Geruch hat. Sauerstoff fördert die Verbrennung, ist aber selbst kein Kraftstoff.

Flüssiger Sauerstoff. Quelle: Staff Sgt. Nika Glover, US-Luftwaffe

In seiner flüssigen Form (oberes Bild) ist es hellblau gefärbt und seine Kristalle sind ebenfalls bläulich; Sie können jedoch rosa, orange und sogar rötliche Töne annehmen (wie im Abschnitt über ihre Struktur erläutert wird).

Atomares Gewicht

15.999 u.

Ordnungszahl (Z)

8.

Schmelzpunkt

-218,79 ° C.

Siedepunkt

-182,962 ° C.

Dichte

Unter normalen Bedingungen: 1.429 g / l. Sauerstoff ist ein Gas, das dichter als Luft ist. Darüber hinaus ist es ein schlechter Wärme- und Stromleiter. Und bei seinem (flüssigen) Siedepunkt beträgt die Dichte 1,141 g / ml.

Dreifacher Punkt

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

Kritischer Punkt

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

Schmelzwärme

0,444 kJ / mol.

Verdampfungswärme

6,82 kJ / mol.

Molare Kalorienkapazität

29,378 J / (mol · K).

Dampfdruck

Bei einer Temperatur von 90 K hat es einen Dampfdruck von 986,92 atm.

Oxidationszustände

-2, -1, +1, +2. Die wichtigste Oxidationsstufe ist -2 (O ^2- ).

Elektronegativität

3,44 auf der Pauling-Skala

Ionisationsenergie

Erstens: 1.313,9 kJ / mol.

Zweitens: 3.388,3 kJ / mol.

Drittens: 5.300,5 kJ / mol.

Magnetische Ordnung

Paramagnetisch.

Wasserlöslichkeit

Die Löslichkeit von Sauerstoff in Wasser nimmt mit steigender Temperatur ab. Zum Beispiel: 14,6 ml Sauerstoff / l Wasser werden bei 0 ° C und 7,6 ml Sauerstoff / l Wasser bei 20 ° C gelöst. Die Löslichkeit von Sauerstoff in Trinkwasser ist höher als in Meerwasser.

Bei einer Temperatur von 25 ºC und einem Druck von 101,3 kPa kann Trinkwasser 6,04 ml Sauerstoff / l Wasser enthalten. während das Wasser des Meerwassers nur 4,95 ml Sauerstoff / l Wasser enthält.

Reaktivität

Sauerstoff ist ein hochreaktives Gas, das bei Raumtemperatur und hohen Temperaturen direkt mit fast allen Elementen reagiert. mit Ausnahme von Metallen mit höheren Reduktionspotentialen als Kupfer.

Es kann auch mit Verbindungen reagieren und die darin enthaltenen Elemente oxidieren. Dies passiert, wenn es beispielsweise mit Glukose reagiert, um Wasser und Kohlendioxid zu produzieren. oder wenn Holz oder ein Kohlenwasserstoff brennt.

Sauerstoff kann Elektronen durch vollständige oder teilweise Übertragung aufnehmen, weshalb er als Oxidationsmittel angesehen wird.

Die häufigste Oxidationszahl oder der häufigste Oxidationszustand für Sauerstoff ist -2. Mit dieser Oxidationszahl kommt es in Wasser (H ₂ O), Schwefeldioxid (SO ₂ ) und Kohlendioxid (CO ₂ ) vor.

Auch in organischen Verbindungen wie Aldehyden, Alkoholen, Carbonsäuren; übliche Säuren wie H ₂ SO ₄ , H ₂ CO ₃ , HNO ₃ ; und seine abgeleiteten Salze: Na ₂ SO ₄ , Na ₂ CO ₃ oder KNO ₃ . In allen von ihnen konnte die Existenz von O ^2- angenommen werden (was für organische Verbindungen nicht gilt).

Oxide

Sauerstoff ist als O ^2- in den Kristallstrukturen von Metalloxiden vorhanden.

Auf der anderen Seite, in metallischen Superoxide, wie Kaliumsuperoxid (KO ₂ ), ist Sauerstoff , der als O ₂ ^- ion . In Metallperoxiden, beispielsweise Bariumperoxid (BaO ₂ ), erscheint Sauerstoff als das Ion O ₂ ^2- (Ba ²⁺ O ₂ ^2- ).

Isotope

Sauerstoff hat drei stabile Isotope: ¹⁶ O mit einer Häufigkeit von 99,76%; das ¹⁷ O mit 0,04%; und ¹⁸ O mit 0,20%. Beachten Sie, dass ¹⁶ O bei weitem das stabilste und am häufigsten vorkommende Isotop ist.

Struktur und elektronische Konfiguration

Sauerstoffmolekül und seine Wechselwirkungen

Diatomares Sauerstoffmolekül. Quelle: Claudio Pistilli

Sauerstoff im Grundzustand ist ein Atom, dessen elektronische Konfiguration ist:

2s ² 2p ⁴

Nach der Valenzbindungstheorie (TEV) sind zwei Sauerstoffatome kovalent gebunden, so dass beide ihr Valenzoktett getrennt vervollständigen; zusätzlich zu der Fähigkeit, seine zwei Einzelelektronen aus den 2p-Orbitalen zu koppeln.

Auf diese Weise erscheint dann das zweiatomige Sauerstoffmolekül O ₂ (oberes Bild), das eine Doppelbindung aufweist (O = O). Seine Energiestabilität ist so, dass Sauerstoff niemals als einzelne Atome in der Gasphase, sondern als Moleküle gefunden wird.

Da O ₂ homonuklear, linear und symmetrisch ist, fehlt ihm ein permanentes Dipolmoment. Daher hängen ihre intermolekularen Wechselwirkungen von ihrer Molekülmasse und den Londoner Streukräften ab. Diese Kräfte sind für Sauerstoff relativ schwach, was erklärt, warum es unter Erdbedingungen ein Gas ist.

Wenn jedoch die Temperatur sinkt oder der Druck ansteigt, werden die O ₂ -Moleküle gezwungen, sich zu vereinigen; bis zu dem Punkt, dass ihre Wechselwirkungen signifikant werden und die Bildung von flüssigem oder festem Sauerstoff ermöglichen. Um sie molekular zu verstehen, muss O ₂ als Struktureinheit nicht aus den Augen verloren werden.

Ozon

Sauerstoff kann andere beträchtlich stabile Molekülstrukturen annehmen; Das heißt, es kommt in der Natur (oder im Labor) in verschiedenen allotropen Formen vor. Ozon (unteres Bild), O ₃ , ist beispielsweise das zweitbekannteste Allotrop von Sauerstoff.

Struktur des Resonanzhybrids, dargestellt durch ein Kugel- und Stabmodell für das Ozonmolekül. Quelle: Ben Mills über Wikipedia.

Wiederum erhält, erklärt und zeigt TEV, dass es in O ₃ Resonanzstrukturen _geben muss, die die positive formale Ladung von Sauerstoff im Zentrum stabilisieren (rot gepunktete Linien); während die Sauerstoffatome an den Enden des Bumerangs eine negative Ladung verteilen, wodurch die Gesamtladung für Ozon neutral wird.

Auf diese Weise sind die Anleihen nicht einfach, sondern auch nicht doppelt. Beispiele für Resonanzhybride sind in ebenso vielen anorganischen Molekülen oder Ionen sehr häufig.

Da O ₂ und O ₃ unterschiedlich sind, geschieht dies aufgrund ihrer physikalischen und chemischen Eigenschaften, flüssigen Phasen oder Kristalle (auch wenn beide aus Sauerstoffatomen bestehen). Sie theoretisieren, dass die Synthese von cyclischem Ozon in großem Maßstab wahrscheinlich ist, dessen Struktur der eines rötlichen, sauerstoffhaltigen Dreiecks ähnelt.

Hier enden die "normalen Allotrope" des Sauerstoffs. Es sind jedoch zwei weitere zu berücksichtigen: O ₄ und O ₈ , die in flüssigem bzw. festem Sauerstoff gefunden oder vorgeschlagen werden.

Flüssiger Sauerstoff

Gasförmiger Sauerstoff ist farblos, aber wenn die Temperatur auf -183 ºC fällt, kondensiert er zu einer hellblauen Flüssigkeit (ähnlich wie hellblau). Die Wechselwirkungen zwischen O ₂ -Molekülen sind nun so, dass sogar ihre Elektronen Photonen im roten Bereich des sichtbaren Spektrums absorbieren können, um ihre charakteristische blaue Farbe zu reflektieren.

Es wurde jedoch angenommen, dass sich in dieser Flüssigkeit mehr als nur einfache O ₂ -Moleküle befinden , sondern auch ein O ₄ -Molekül (unteres Bild). Es scheint, als ob das Ozon von einem anderen Sauerstoffatom "festgehalten" worden wäre, das irgendwie für die gerade beschriebene positive formale Ladung interveniert.

Vorgeschlagene Modellstruktur mit Kugeln und Stäben für das Tetraoxygen-Molekül. Quelle: Benjah-bmm27

Das Problem ist, dass nach rechnerischen und molekularen Simulationen die Struktur für O ₄ nicht genau stabil ist; Sie sagen jedoch voraus, dass sie als (O ₂ ) ₂ -Einheiten existieren , dh zwei O ₂ -Moleküle sind so nahe beieinander, dass sie eine Art unregelmäßiges Gerüst bilden (die O-Atome sind nicht gegeneinander ausgerichtet).

Fester Sauerstoff

Sobald die Temperatur auf -218,79 ºC abfällt, kristallisiert Sauerstoff in einer einfachen kubischen Struktur (γ-Phase). Wenn die Temperatur noch weiter abfällt, geht der kubische Kristall in die Phasen β (rhomboedrisch und -229,35 ° C) und α (monoklin und -249,35 ° C) über.

Alle diese kristallinen Phasen von festem Sauerstoff treten bei Umgebungsdruck (1 atm) auf. Wenn der Druck auf 9 GPa (~ 9000 atm) ansteigt, erscheint die δ-Phase, deren Kristalle orange sind. Wenn der Druck weiter auf 10 GPa ansteigt, erscheint die feste rote Sauerstoff- oder & epsi; -Phase (wieder monoklin).

Die ε-Phase ist besonders, weil der Druck so groß ist, dass sich die O ₂ -Moleküle nicht nur als O ₄ -Einheiten , sondern auch als O ₈ anordnen :

Modellstruktur mit Kugeln und Stäben für das Octa-Sauerstoff-Molekül. Quelle: Benjah-bmm27

Beachten Sie, dass dieses O ₈ aus zwei O ₄ -Einheiten besteht, in denen der bereits erläuterte unregelmäßige Rahmen sichtbar ist. Ebenso ist es gültig, es als vier O _{2 zu betrachten,} die eng und in vertikalen Positionen ausgerichtet sind. Ihre Stabilität unter diesem Druck ist jedoch so, dass O ₄ und O ₈ zwei zusätzliche Allotrope für Sauerstoff sind.

Und schließlich haben wir die ζ-Phase, metallisch (bei Drücken über 96 GPa), in der der Druck bewirkt, dass sich die Elektronen im Kristall verteilen; so wie es bei Metallen passiert.

Wo zu finden und zu produzieren

Mineralien

Sauerstoff ist nach Wasserstoff und Helium das dritte Massenelement im Universum. Es ist das am häufigsten vorkommende Element in der Erdkruste und macht etwa 50% seiner Masse aus. Es wird hauptsächlich in Kombination mit Silizium in Form von Siliziumoxid (SiO ₂ ) gefunden.

Sauerstoff wird als Teil unzähliger Mineralien wie Quarz, Talk, Feldspat, Hämatit, Cuprit, Brucit, Malachit, Limonit usw. gefunden. Ebenso befindet es sich als Teil zahlreicher Verbindungen wie Carbonate, Phosphate, Sulfate, Nitrate usw.

Luft

Sauerstoff macht 20,8 Vol .-% der Luft aus. In der Troposphäre kommt es hauptsächlich als zweiatomiges Sauerstoffmolekül vor. In der Stratosphäre, einer Gasschicht zwischen 15 und 50 km von der Erdoberfläche entfernt, wird sie als Ozon gefunden.

Ozon wird durch eine elektrische Entladung des O ₂ -Moleküls erzeugt . Dieses Allotrop aus Sauerstoff absorbiert ultraviolettes Licht aus der Sonnenstrahlung und blockiert so seine schädliche Wirkung auf den Menschen, die im Extremfall mit dem Auftreten von Melanomen verbunden ist.

Süß- und Salzwasser

Sauerstoff ist ein Hauptbestandteil von Meerwasser und Süßwasser aus Seen, Flüssen und Grundwasser. Sauerstoff ist Teil der chemischen Formel von Wasser und macht 89 Massen-% aus.

Obwohl die Löslichkeit von Sauerstoff in Wasser relativ gering ist, ist die darin gelöste Sauerstoffmenge für das Leben im Wasser, zu dem viele Tier- und Algenarten gehören, von wesentlicher Bedeutung.

Lebewesen

Der Mensch besteht zu ca. 60% aus Wasser und ist gleichzeitig sauerstoffreich. Darüber hinaus ist Sauerstoff Teil zahlreicher lebenswichtiger Verbindungen wie Phosphate, Carbonate, Carbonsäuren, Ketone usw.

Sauerstoff ist auch in Polysacchariden, Lipiden, Proteinen und Nukleinsäuren vorhanden; das heißt, die sogenannten biologischen Makromoleküle.

Es ist auch Teil schädlicher Abfälle aus menschlicher Tätigkeit, zum Beispiel: Kohlenmonoxid und -dioxid sowie Schwefeldioxid.

Biologische Produktion

Pflanzen sind dafür verantwortlich, die Luft im Austausch gegen das Kohlendioxid, das wir ausatmen, mit Sauerstoff anzureichern. Quelle: Pexels.

Sauerstoff entsteht während der Photosynthese, einem Prozess, bei dem marines Phytoplankton und Landpflanzen Lichtenergie nutzen, um Kohlendioxid mit Wasser reagieren zu lassen, Glukose zu erzeugen und Sauerstoff freizusetzen.

Es wird geschätzt, dass mehr als 55% des durch Photosynthese erzeugten Sauerstoffs auf die Wirkung von marinem Phytoplankton zurückzuführen ist. Daher stellt es die Hauptquelle für die Sauerstofferzeugung auf der Erde dar und ist für die Aufrechterhaltung des Lebens auf der Erde verantwortlich.

Industrielle Produktion

Luftverflüssigung

Die Hauptmethode zur Herstellung von Sauerstoff in industrieller Form ist die 1895 von Karl Paul Gottfried Von Linde und William Hamson selbst entwickelte. Diese Methode wird bis heute mit einigen Modifikationen verwendet.

Der Prozess beginnt mit einer Kompression der Luft, um den Wasserdampf zu kondensieren und somit zu beseitigen. Dann wird die Luft gesiebt, indem sie durch eine Mischung aus Zeolith und Kieselgel geleitet wird, um Kohlendioxid, schwere Kohlenwasserstoffe und den Rest des Wassers zu entfernen.

Anschließend werden die Bestandteile der flüssigen Luft durch fraktionierte Destillation getrennt, wodurch die darin enthaltenen Gase durch ihre unterschiedlichen Siedepunkte getrennt werden. Durch dieses Verfahren ist es möglich, Sauerstoff mit einer Reinheit von 99% zu erhalten.

Elektrolyse von Wasser

Sauerstoff wird durch Elektrolyse von hochgereinigtem Wasser mit einer elektrischen Leitfähigkeit erzeugt, die 1 µS / cm nicht überschreitet. Wasser wird durch Elektrolyse in seine Bestandteile getrennt. Wasserstoff als Kation bewegt sich in Richtung der Kathode (-); während sich Sauerstoff in Richtung Anode bewegt (+).

Die Elektroden haben eine spezielle Struktur, um die Gase zu sammeln und anschließend ihre Verflüssigung zu erzeugen.

Thermische Zersetzung

Bei der thermischen Zersetzung von Verbindungen wie Quecksilberoxid und Salpeter (Kaliumnitrat) wird Sauerstoff freigesetzt, der zur Verwendung gesammelt werden kann. Zu diesem Zweck werden auch Peroxide verwendet.

Biologische Rolle

Sauerstoff wird von Phytoplankton und Landpflanzen durch Photosynthese produziert. Es passiert die Lungenwand und wird im Blut von Hämoglobin eingefangen, das es zu verschiedenen Organen transportiert, um es später im Zellstoffwechsel zu verwenden.

Bei diesem Prozess wird Sauerstoff während des Stoffwechsels von Kohlenhydraten, Fettsäuren und Aminosäuren verwendet, um letztendlich Kohlendioxid und Energie zu produzieren.

Die Atmung kann wie folgt beschrieben werden:

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

Glucose wird in einer Reihe von aufeinanderfolgenden chemischen Prozessen metabolisiert, einschließlich Glykolyse, Krebszyklus, Elektronentransportkette und oxidativer Phosphorylierung. Diese Reihe von Ereignissen erzeugt Energie, die sich als ATP (Adenosintriphosphat) ansammelt.

ATP wird in verschiedenen Prozessen in Zellen verwendet, einschließlich des Transports von Ionen und anderen Substanzen durch die Plasmamembran; die intestinale Aufnahme von Substanzen; die Kontraktion verschiedener Muskelzellen; der Metabolismus verschiedener Moleküle usw.

Polymorphkernige Leukozyten und Makrophagen sind phagozytische Zellen, die Sauerstoff zur Erzeugung von Superoxidionen, Wasserstoffperoxid und Singulettsauerstoff verwenden können, die zur Zerstörung von Mikroorganismen verwendet werden.

Risiken

Das Einatmen von Sauerstoff bei hohem Druck kann Übelkeit, Schwindel, Muskelkrämpfe, Sehverlust, Krampfanfälle und Bewusstlosigkeit verursachen. Darüber hinaus führt das Einatmen von reinem Sauerstoff über einen längeren Zeitraum zu Lungenreizungen, die sich in Husten und Atemnot äußern.

Es kann auch die Ursache für die Bildung eines Lungenödems sein: eine sehr schwerwiegende Erkrankung, die die Atemfunktion einschränkt.

Eine Atmosphäre mit einer hohen Sauerstoffkonzentration kann gefährlich sein, da sie die Entwicklung von Bränden und Explosionen fördert.

Anwendungen

Ärzte

Patienten mit Atemstillstand wird Sauerstoff verabreicht. Dies ist der Fall bei Patienten mit Lungenentzündung, Lungenödem oder Emphysem. Sie konnten keinen Umgebungssauerstoff einatmen, da sie ernsthaft betroffen wären.

Patienten mit Herzinsuffizienz mit Flüssigkeitsansammlung in den Alveolen müssen ebenfalls mit Sauerstoff versorgt werden. sowie Patienten, die einen schweren zerebrovaskulären Unfall (CVA) erlitten haben.

Berufliches Bedürfnis

Feuerwehrleute, die in einer Umgebung mit unzureichender Belüftung ein Feuer bekämpfen, benötigen Masken und Sauerstoffflaschen, mit denen sie ihre Funktionen erfüllen können, ohne ihr Leben einem höheren Risiko auszusetzen.

Die U-Boote sind mit Sauerstoffproduktionsgeräten ausgestattet, die es den Seeleuten ermöglichen, in einer geschlossenen Umgebung und ohne Zugang zu atmosphärischer Luft zu bleiben.

Taucher erledigen ihre Arbeit in Wasser getaucht und somit von der Luft isoliert. Sie atmen durch Sauerstoff, der durch Schläuche gepumpt wird, die mit ihrem Tauchanzug verbunden sind, oder durch die Verwendung von Zylindern, die am Körper des Tauchers angebracht sind.

Astronauten üben ihre Aktivitäten in Umgebungen aus, die mit Sauerstoffgeneratoren ausgestattet sind, die das Überleben während der Raumfahrt und in einer Raumstation ermöglichen.

Industriell

Mehr als 50% des industriell hergestellten Sauerstoffs werden bei der Umwandlung von Eisen in Stahl verbraucht. Dem geschmolzenen Eisen wird ein Sauerstoffstrahl injiziert, um den vorhandenen Schwefel und Kohlenstoff zu entfernen; Sie reagieren unter Bildung der Gase SO ₂ bzw. CO ₂ .

Acetylen wird in Kombination mit Sauerstoff zum Schneiden von Metallplatten und zur Herstellung ihres Lots verwendet. Sauerstoff wird auch bei der Herstellung von Glas verwendet, wodurch die Verbrennung beim Brennen des Glases erhöht wird, um dessen Transparenz zu verbessern.

Atomabsorptionsspektrophotometrie

Die Kombination von Acetylen und Sauerstoff wird verwendet, um Proben unterschiedlicher Herkunft in einem Atomabsorptionsspektrophotometer zu verbrennen.

Während des Vorgangs trifft ein Lichtstrahl einer Lampe auf die Flamme, die für das zu quantifizierende Element spezifisch ist. Die Flamme absorbiert das Licht der Lampe und ermöglicht die Quantifizierung des Elements.

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