Oksygen | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Spektral linje | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Generelt | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Navn, symbol, atomnummer | oksygen, O, 8 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Serie | ikke-metaller | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Gruppe , punktum , blokk | 16 (VIA) , 2 , s | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Tetthet | 1,429 kg / m³ a273 K [1] | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elektronisk konfigurasjon | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Spektroskopisk begrep | 3 P 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Atomiske egenskaper | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Atomvekt | 15.9994 u | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Atomradius (kalkulert) | 60 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Kovalent radius | 73 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Van der Waals radius | 152 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elektronisk konfigurasjon | [ Han ] 2s 2 2p 4 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
og - etter energinivå | 2, 6 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Oksydasjonstilstander | 0, ± 1, ± 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Krystallinsk struktur | kubikk | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Fysiske egenskaper | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Når det gjelder | gassformig ( paramagnetisk ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Fusjonspunkt | 50,35 K (−222,80 °C ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Kokepunkt | 90,18 K (−182,97 ° C) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Kritisk punkt | −118,57 °C a5,04295 MPa [2] | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Trippelpunkt | -218,787 °C a151,99 Pa [2] | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Molar volum | 17,36 × 10 −3 m³ / mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Entalpi av fordampning | 3,4099 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Fusjonsvarme | 0,22259 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Lydens hastighet | 317,5 m/s in293 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Andre eiendommer | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
CAS-nummer | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elektronegativitet | 3,44 ( Pauling-skala ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Spesifikk varme | 920 J / (kg K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Termisk ledningsevne | 0,02674 W / (m K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Energi fra første ionisering | 1 313,9 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Andre ioniseringsenergi | 3 388,3 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Tredje ioniseringsenergi | 5 300 , 5 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Energi av fjerde ionisering | 6 222,7 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Femte ioniseringsenergi | 7 469,2 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Mer stabile isotoper | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
iso: isotop NA: overflod i naturen TD: halveringstid DM: forfallsmodus DE: forfallsenergi i MeV DP: forfallsprodukt |
Oksygen er et kjemisk grunnstoff med atomnummer 8 ( symbol O ). Det er det første elementet i gruppe 16 i det periodiske systemet , som tilhører blokken p . Oksygen er et svært reaktivt ( oksiderende ) ikke-metallisk grunnstoff som lett danner oksider og andre forbindelser med de fleste grunnstoffer. [3] I massevis er det det tredje mest tallrike grunnstoffet i universet [1] etter hydrogen og helium . [3] Dens mest tallrike mer stabile isotop har massenummer 16.
Ved standard temperatur og trykk bindes to atomer av grunnstoffet til et molekyl av dioksygen ( kjemisk formel O 2 ), en fargeløs og luktfri gass som utgjør 20,8 % av jordens atmosfære ( oksygen er kjemisk for reaktivt til å forbli et fritt grunnstoff i luften [4] ); bundet til andre grunnstoffer, er det det vanligste kjemiske elementet i jordskorpen , og utgjør omtrent 47 % av massen [5] , og går også inn i vannmolekylet.
Oksygen er avgjørende for livet til de fleste levende vesener da det er nødvendig for å puste ; dessuten inneholder hovedklassene av organiske molekyler som finnes i levende organismer, som proteiner , nukleinsyrer , karbohydrater og lipider , oksygen.
I menneskelige aktiviteter brukes det ofte til oksygenbehandling , livsstøttesystemet til fly , ubåter og romfartøy , for rekreasjonsaktiviteter under vann , som drivmiddel for raketter . Det går også inn i stål- og plastproduksjonsprosesser , lodding , sveising og skjæring av noen metaller.
Oksygen ble oppdaget av den svenske farmasøyten Carl Wilhelm Scheele i 1771, men funnet ble ikke umiddelbart gjenkjent; i stedet fikk den som ble laget i 1774 av Joseph Priestley umiddelbart offentlig anerkjennelse. [1] I 1777 ga Antoine-Laurent de Lavoisier navnet til grunnstoffet [6] , som stammer fra det greske ὀξύς, oxýs , "syre" (bokstavelig talt: "spiss") og roten γεν-, ghen- , som betyr "generere". [1] [7] Dette er fordi det på tidspunktet for navnet ble feilaktig antatt at det kom inn i sammensetningen av alle syrer . Samme år anerkjente Scheele det som en del av luften . I 1781 konstaterte Lavoisier sin funksjon for fenomenene respirasjon og forbrenning .
Oksygen har tre stabile isotoper ( massenummer 16, 17 og 18) og ti radioaktive med svært korte halveringstider på mindre enn tre minutter.
Atommassen til 16 O-isotopen, tilstede for omtrent 99 %, er faktisk mindre enn 16, fordi karbon-12 ble valgt som referanse for beregningen av massene, og i syntesen av de tyngre grunnstoffene, av relativistiske grunner , det er en massefeil forårsaket av kjernefysisk fusjon , med frigjøring av energi.
Atomisk oksygen, referert til som O ( 3P) eller O (3P) [8] , er veldig reaktivt, da individuelle oksygenatomer har en tendens til å binde seg raskt til nabomolekyler. På jordoverflaten kan den ikke eksistere lenge, men i den lave jordbanen resulterer tilstedeværelsen av ultrafiolett stråling i en atmosfære der 96 % av oksygen er i atomform. [8] [9]
Atomisk oksygen ble oppdaget på Mars av Mariner- og Viking -probene, og av SOFIA - observatoriet . [10]
Ved standard temperatur og trykk er oksygen i form av en gass som består av to atomer (diatomisk oksygen). Det er indikert som: O 2 ( CAS-nummer : ). Dette stoffet er en viktig komponent i luften , som stadig produseres i klorofyllfotosyntesen til planter av vann og karbondioksid , og er nødvendig for åndedrett av levende vesener.
O 2 - arten kalles ofte og feilaktig "oksygen" for synekdoke ; for en entydig entydig nomenklatur, i tillegg til diatomisk oksygen, kan følgende begreper også brukes: molekylært oksygen, diatomisk oksygen og dioksygen
Diatomisk oksygen O 2 , i flytende og fast tilstand , har en blå farge og er svært paramagnetisk . [1] Teorien om molekylære orbitaler forklarte fenomenet paramagnetisme og bekreftet at bindingen er å betrakte som dobbelt: de to elektronene som er minst bundet i O 2 okkuperer degenererte orbitaler med π-symmetri og har parallelle spinn . Dette fører til en grunntilstand av triplett som resulterer i en ekstraordinær kinetisk treghet i oksidasjonsreaksjonene til diamagnetiske organiske molekyler fordi disse reaksjonene finner sted uten bevaring av det totale kvantetallet av spinn.
En annen allotrop av oksygen er ozon (O 3 ), en gass som er i stand til å absorbere ultrafiolett stråling betydelig . Takket være denne egenskapen bidrar ozonlaget tilstede i store høyder til å beskytte biosfæren mot disse strålingene. Nær jordoverflaten regnes imidlertid ozon, som er et biprodukt av smog , som en forurensende stoff da det er en klimagass .
Tetraoksygen er en av de allotropiske formene der oksygen kan finnes.
Tetraoksygen (O 4 ) molekylet ble teoretisert i 1924 av Gilbert Lewis, som foreslo det som en forklaring på det faktum at flytende oksygen ikke overholder Curies lov . I dag ble det funnet at Lewis tok feil, selv om han ikke forvillet seg langt fra virkeligheten: datasimuleringer viser at selv om det ikke er stabile O 4 - molekyler i flytende oksygen, har O 2 -molekyler en tendens til å assosieres i spinn-par, antiparallelle, og danner midlertidig stabile molekyler av O 4 .
I 1999 trodde forskere at fast oksygen eksisterte i ε-fasen som O 4 , og oppdaget først i 2006 at det faktisk er en oktamolekylær form for oksygen.
Strukturen til tetraoksygen er ennå ikke fullt ut forstått. En studiegruppe fra Sapienza-universitetet i Roma gjennomførte også studier i 2001 for å undersøke strukturen til O 4 .
Oksygen er det grunnstoffet som finnes mest i jordskorpen [11] . Oksygen utgjør 87 % av havene som en komponent av vann (H 2 O) og 20 % av jordens atmosfære som molekylært oksygen O 2 eller som ozon O 3 . Oksygenforbindelser, spesielt metalloksider, silikater (SiO4−4) og karbonater (CO2−3), finnes ofte i bergarter og jord. Isvann er et vanlig fast stoff på planeter og kometer . Oksygenforbindelser finnes i hele universet, og oksygenspekteret finnes ofte i stjerner. Oksygen er vanligvis svært lite på gassplaneter .
I tillegg til O 2 - molekylet kan oksygen finnes i naturen i form av ozon (O 3 ): det dannes ved elektrostatiske utladninger i nærvær av molekylært oksygen. [12] En dimer av oksygenmolekylet (O 2 ) 2 finnes som en mindre komponent i flytende O 2 .
Oksygen finnes ikke bare på jorden: det er faktisk det tredje mest tallrike grunnstoffet i Solen , [1] og er også tilstede på Mars (der dets overflod i Mars-atmosfæren er 0,15 % [1] ).
Fremstillingen av diatomisk oksygen O 2 i laboratoriet skjer gjennom endoterme reaksjoner som involverer oksygenholdige forbindelser, for eksempel: [1] [13]
denne reaksjonen har eksplosiv karakter og utføres derfor ved lav temperatur på en katalysator basert på mangandioksid (MnO 2 ). [1] [13]
Videre produseres diatomisk oksygen under vannelektrolyseprosessen , hvorfra også gassformig diatomisk hydrogen H 2 oppnås .
På industrielt nivå er det mulig å få diatomisk oksygen gjennom:
Den kryogene separasjonsprosessen av luft, utviklet mellom 1901 og 1910 av den tyske ingeniøren Carl von Linde , [14] involverer fraksjonert destillasjon av flytende luft som hovedsakelig består av molekylært nitrogen N 2 og molekylært oksygen O 2 . Denne enhetlige operasjonen utføres rundt 77,35 K (−195,80 ° C ), ettersom ved denne temperaturen er det diatomiske oksygenet flytende mens det molekylære nitrogenet er gassformet, så det er mulig å skille dem. [17]
På grunn av sin elektronegativitet danner oksygen kjemiske bindinger med nesten alle andre elementer, og dette er opprinnelsen til definisjonen av "oksidasjon". De eneste grunnstoffene som slipper unna oksidasjon er helium , neon og argon . [11]
Mineraler er alltid sammensatt av silisium og oksygen, bortsett fra noen mineraler som magnetitt og sideritt
Skriv inn sammensetningen av organiske og uorganiske stoffer. Oksygen kan lage maksimalt 2 kovalente bindinger .
Oksygen binder seg på forskjellige måter avhengig av grunnstoffet og forholdene: det skaper oksider , peroksider , superoksider eller hydroksider . Det vanligste oksidet er dihydrogenmonoksid, vann (H 2 O). Andre eksempler inkluderer karbon- og oksygenforbindelser som: karbondioksid (CO 2 ), alkoholer (R-OH), aldehyder (R-CHO) og karboksylsyrer (R-COOH).
Oksygenerte anioner, slik som klorater (ClO-3), perklorater (ClO-4), kromater (CrO2−4) , dikromater ( Cr202−7), permanganatene (MnO-4) og nitrater (NO-3), er sterke oksidasjonsmidler. Mange metaller binder seg til oksygenatomer og danner forskjellige forbindelser, for eksempel gir jern opphav til jern(3+)oksid (Fe 2 O 3 ), vanligvis kalt rust .
Oksygen finner betydelig bruk som oksidant og forbrenningsmiddel ; [11] bare fluor har høyere elektronegativitet . [7]
Diatomisk oksygen O 2 brukes i flytende form som en oksidant i rakettfremdrift ; det er viktig for å puste og brukes derfor i medisin ; den brukes som luftreserve i fly eller for fjellklatring i store høyder ; den brukes i sveising og i produksjon av stål og metanol . Oksygen eller luft brukes til produksjon av akrylsyre [18] , akrylnitril [19] , benzosyre [20] og hydrogenperoksid [21] . Oksygen er oksidanten som brukes i brenselceller . Det brukes også til å selektivt fjerne CO fra H2 fremstilt ved dampreformering [22] [23] . Oksidasjonsprosesser er også av avgjørende betydning for fjerning av forurensninger [24] [25] .
På grunn av egenskapen til å forbli i flytende tilstand hvis den holdes ved et mildt trykk (4 bar ), kan den lagres i store mengder i passende forberedte sylindre; gjennom et fordampningslegeme (eller varmeapparat), forgasses det deretter for å bli innført i distribusjonslinjer i gassform.
En av de viktigste anvendelsene av O 2 innen terapeutisk, sykehus- og undervannsfelt er oksygenterapi og hyperbar oksygenbehandling , der det i tillegg er mulig å behandle og/eller akselerere helbredelsesprosessene til en lang rekke sykdommer av ulike slag til de fra typisk dekompresjon av dykkere og dykkere. For pasienter med pustevansker brukes spesielle O 2 -masker , som øker konsentrasjonen i innåndingsluften. Grunnlaget for disse anvendelsene ligger prinsippet i henhold til at transportabiliteten av O 2 i blodet øker med partialtrykket.
Å være et medikament i alle henseender ( lovvedtak 219/06 ), siden mai 2010 er O 2 brukt på sykehus etter å ha blitt produsert ved fraksjonert destillasjon behandlet og analysert videre. Når egenskapene er verifisert, som må være som de som er rapportert i den offisielle farmakopéen , er den "merket" med et partinummer som tilfellet er for legemidler, utløpsdatoen er indikert (i tilfelle av medisinsk O 2 er den 5 år) og levert til helseinstitusjoner gjennom en "batch release" operasjon under fullt ansvar av farmasøyten til selskapet som produserte det. Som et fullverdig medikament må det derfor, i tillegg til å ha en AIC (markedsføringstillatelse) knyttet til emballasjetypen ( sylinder , tank , etc.), administreres etter en medisinsk resept som angir administreringsmåter, dosering og varigheten av terapien.
Andre bruksområder for O 2 er i blandinger kalt "respirasjonsstimulerende midler"; disse blandingene består hovedsakelig av O 2 i gassfasen (95 %) og karbondioksid (5 %), og brukes på sykehus. Disse blandingene har det særegne at de tillater en raskere utvisning av skadelige molekyler fra kroppen, for eksempel ved karbonmonoksid (CO)-forgiftning.
Frem til 1961 ble oksygen brukt som et standard referanseelement for å kvantifisere massen til de andre kjemiske elementene, bare for å bli erstattet av karbon 12 . [1]
Hyperbariske kamre for oksygenbehandling .
Romfergen eksterne tanker som inneholder H 2 og O 2 , brukt til fremdrift av kjøretøyet.
En Bessemer-omformer ; i den reageres produktet fra masovnen med O 2 for å produsere stål .
Kjemiske faresymboler | |
---|---|
fare | |
setninger H | 270 - 280 |
R-setninger | R 8 |
råd P | 244 - 220 - 370 + 376 - 403 [26] |
S-setninger | S 2-17 |
Kjemikalier må håndteres med forsiktighet | |
Advarsler |
Et sterkt partialtrykk av O 2 kan forårsake selvantennelse, kan akselerere forbrenningen som allerede er i gang og gi eksplosjoner dersom gode brensler er tilstede. Dette gjelder også for svært oksygenrike forbindelser som klorater, perklorater, dikromater, etc.
OksygenkompatibilitetVed håndtering av ren komprimert O 2 er det for å unngå fare for forbrenning eller eksplosjoner nødvendig å bruke såkalt oksygenkompatibelt eller oksygenrent utstyr [27] , dvs. nøye rengjort for alle spor av fett og oljer og i som den komprimerte O 2
Oksygen er et veldig ustabilt grunnstoff, og derfor reagerer det også voldsomt med de andre elementene for å øke stabiliteten. Kompatibilitet med liv i dets nærvær er knyttet til muligheten for å bruke det som et verdifullt og kraftig reagens (det er bokstavelig talt en brønn av elektroner ) uten å bli skadet av det.
Aerobe levende vesener har metabolske strukturer som nøytraliserer deres skadelige effekter. Skadevirkningene er tydelig tydelige på den annen side hos anaerobe levende vesener som ikke har fysiologiske beskyttelsesstrukturer og som ødelegges av O 2 og som bare kan overleve hvis de er utstyrt med fysiske barrierer som hindrer kontakten.
Langvarig eksponering for O 2 ved høyt partialtrykk er giftig, da det overskrider nøytraliseringsnivåer, og kan ha alvorlige lunge- og nevrologiske konsekvenser avhengig av trykk og eksponeringstid. Lungeeffekter inkluderer tap av kapasitet og vevsskade . Nevrologiske effekter kan omfatte anfall, blindhet og koma.
Sammensatte toksisitetOksygenforbindelser som peroksider , superoksider og dets allotrope ozon er svært reaktive og derfor dødelige for organismer.