OKSYGEN: EGENSKAPER, STRUKTUR, RISIKO, BRUK - KJEMI - 2024

Den oksygen er et grunnstoff som er representert ved symbolet O. er en svært reaktiv gass, noe som fører til gruppen 16: chalcogens. Dette navnet skyldes det faktum at svovel og oksygen er til stede i nesten alle mineraler.

Den høye elektronegativiteten forklarer den store grådigheten for elektronene, noe som får den til å kombinere med et stort antall elementer; Slik oppstår et bredt utvalg av mineraloksider som beriker jordskorpen. Dermed komponerer det gjenværende oksygenet og gjør atmosfæren pustende.

Oksygen er ofte synonymt med luft og vann, men det finnes også i bergarter og mineraler. Kilde: Pxhere.

Oksygen er det tredje rikeste elementet i universet, bak hydrogen og helium, og det er også hovedbestanddelen av massen av jordskorpen. Den har et volumprosent på 20,8% av jordens atmosfære, og representerer 89% av massen av vann.

Det har vanligvis to allotropiske former: diatomisk oksygen (O ₂ ), som er den vanligste formen i naturen, og ozon (O ₃ ), som finnes i stratosfæren. Det er imidlertid to andre (O ₄ og O ₈ ) som eksisterer i deres flytende eller faste faser, og under enormt press.

Oksygen blir kontinuerlig produsert gjennom prosessen med fotosyntese, utført av planteplankton og landplanter. Når den er produsert, frigjøres den slik at levende vesener kan bruke den, mens en liten del av den løses opp i sjøene og opprettholder vannlevende liv.

Det er derfor et essensielt element for levende vesener; ikke bare fordi det er til stede i de fleste forbindelser og molekyler som danner dem, men også fordi det griper inn i alle metabolske prosesser.

Selv om isolasjonen kontroversielt tilskrives Carl Scheele og Joseph Priestley i 1774, er det indikasjoner på at oksygen faktisk ble isolert for første gang i 1608, av Michael Sendivogius.

Denne gassen brukes i medisinsk praksis for å forbedre levekårene for pasienter med luftveisvansker. På samme måte brukes oksygen for å tillate mennesker å utføre sine funksjoner i miljøer der det er redusert eller ingen tilgang til atmosfærisk oksygen.

Kommersielt produsert oksygen brukes først og fremst i metallurgisk industri for konvertering av jern til stål.

Historie

Nitroarial ånd

I 1500, Leonardo da Vinci, basert på eksperimentene til Philo of Byzantium utført i det andre århundre f.Kr. C., konkluderte med at en del av luften ble konsumert under forbrenning og respirasjon.

I 1608 viste Cornelius Drebble at varmesalpetre (sølvnitrat, KNO ₃ ) produserte en gass. Denne gassen, som det senere vil bli kjent, var oksygen; men Drebble kunne ikke identifisere det som en ny vare.

I 1668 påpekte John Majow at en del av luften som han kalte "Spiritus nitroaerus" var ansvarlig for brann, og at den også ble konsumert under respirasjon og forbrenning av stoffer. Majow observerte at stoffer ikke brant i fravær av nitroarialånden.

Majow utførte forbrenning av antimon, og observerte en økning i vekten av antimon under forbrenningen. Så Majow konkluderte med at antimon kombinert med nitroarialånden.

Oppdagelse

Selv om det ikke fikk anerkjennelse av det vitenskapelige samfunnet, i livet eller etter dets død, er det sannsynlig at Michael Sandivogius (1604) er den sanne oppdageren av oksygen.

Sandivogius var en svensk alkymist, filosof og lege som produserte den termiske nedbrytningen av kaliumnitrat. Eksperimentene hans førte ham til frigjøring av oksygen, som han kalte "cibus vitae": livets mat.

Mellom 1771 og 1772 varmet den svenske kjemikeren Carl W Scheele forskjellige forbindelser: kaliumnitrat, manganoksid og kvikksølvoksid. Scheele observerte at det ble frigitt en gass fra dem som økte forbrenningen, og som han kalte "brannluft."

Joseph Priestly sine eksperimenter

I 1774 oppvarmet den engelske kjemikeren Joseph Priestly oksid av kvikksølv ved å bruke et tolv-tommers forstørrelsesglass som konsentrerte sollys. Kvikksølvoksid frigjorde en gass som fikk lyset til å brenne mye raskere enn normalt.

I tillegg testet Priestly den biologiske effekten av gass. For å gjøre dette plasserte han en mus i en lukket beholder som han forventet å overleve i femten minutter; i nærvær av gassen overlevde den imidlertid en time, lenger enn den anslått.

Priestly publiserte sine resultater i 1774; mens Scheele gjorde det i 1775. Av denne grunn blir ofte oppdagelsen av oksygen tilskrevet Priestly.

Oksygen i lufta

Antoine Lavoisier, en fransk kjemiker (1777), oppdaget at luft inneholder 20% oksygen og at når et stoff brenner, er det faktisk å kombinere med oksygen.

Lavoisier konkluderte med at den tilsynelatende vektøkningen som stoffene opplevde under forbrenningen, skyldtes vekttapet som oppstår i luften; siden oksygen kombinert med disse stoffene og derfor ble massene til reaktantene bevart.

Dette tillot Lavoisier å etablere loven om bevaring av materie. Lavoisier foreslo navnet oksygen som kom fra dannelsen av rotsyren "oxys" og "gener". Så oksygen betyr "syredannende".

Dette navnet er feil, siden ikke alle syrer inneholder oksygen; for eksempel hydrogenhalogenider (HF, HCl, HBr og HI).

Dalton (1810) tildelte vann den kjemiske formelen HO og derfor var atomvekten til oksygen 8. En gruppe kjemikere, inkludert: Davy (1812) og Berzelius (1814) korrigerte Daltons tilnærming og konkluderte med at den riktige formelen for vann er H ₂ O og atomvekten av oksygen er 16.

Fysiske og kjemiske egenskaper

Utseende

Fargeløs, luktfri og smakløs gass; mens ozon har en skarp lukt. Oksygen fremmer forbrenning, men det er ikke i seg selv et drivstoff.

Flytende oksygen. Kilde: Stab Sgt Nika Glover, US Air Force

I sin flytende form (toppbilde) er den lyseblå i fargen, og dens krystaller er også blålige; men de kan skaffe seg rosa, oransje og til og med rødlige toner (som det vil bli forklart i delen om strukturen).

Atomvekt

15.999 u.

Atomnummer (Z)

8.

Smeltepunkt

-218,79 ° C

Kokepunkt

-182,962 ° C.

tetthet

Under normale forhold: 1 429 g / L. Oksygen er en gass som er tettere enn luft. I tillegg er det en dårlig leder av varme og strøm. Og ved dens (flytende) kokepunkt er tettheten 1,141 g / ml.

Trippel punkt

54.361 K og 0.1463 kPa (14.44 atm).

Kritisk punkt

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

Fusjonsvarme

0,444 kJ / mol.

Fordampingsvarme

6,82 kJ / mol.

Molær kalorikapasitet

29,388 J / (mol · K).

Damptrykk

Ved en temperatur på 90 K har det et damptrykk på 986,92 atm.

Oksidasjonstilstander

-2, -1, +1, +2. Den viktigste oksidasjonstilstanden er -2 (O ^2- ).

elektro

3.44 på Pauling-skalaen

Ioniseringsenergi

Først: 1.313,9 kJ / mol.

Andre: 3.388,3 kJ / mol.

Tredje: 5.300,5 kJ / mol.

Magnetisk orden

Paramagnetisk.

Vannløselighet

Opløseligheten av oksygen i vann synker når temperaturen øker. For eksempel: 14,6 ml oksygen / L vann blir oppløst ved 0 ºC og 7,6 ml oksygen / L vann ved 20 ºC. Løseligheten av oksygen i drikkevannet er høyere enn i sjøvann.

I en temperatur på 25 ºC og ved et trykk på 101,3 kPa, kan drikkevann inneholde 6,04 ml oksygen / L vann; mens vannet i sjøvann bare 4,95 ml oksygen / L vann.

reaktivitet

Oksygen er en svært reaktiv gass som reagerer direkte med nesten alle elementer ved romtemperatur og høye temperaturer; bortsett fra metaller med større reduksjonspotensial enn kobber.

Den kan også reagere med forbindelser og oksidere elementene som er til stede i dem. Dette er hva som skjer når den reagerer med glukose, for eksempel for å produsere vann og karbondioksid; eller når tre eller et hydrokarbon brenner.

Oksygen kan ta imot elektron ved fullstendig eller delvis overføring, og det er derfor det regnes som et oksidasjonsmiddel.

Det vanligste oksidasjonsnummeret eller tilstanden for oksygen er -2. Med denne oksidasjonstall, er det funnet i vann (H ₂ O), svoveldioksyd (SO ₂ ) og karbondioksyd (CO ₂ ).

I organiske forbindelser så som aldehyder, alkoholer, karboksylsyrer; vanlige syrer som H ₂ SO ₄ , H ₂ CO ₃ , HNO ₃ ; og dens avledede salter: Na ₂ SO ₄ , Na ₂ CO ₃ eller KNO ₃ . I alle av dem kunne antas eksistensen av O ^2- (noe som ikke stemmer for organiske forbindelser).

oksider

Oksygen er til stede som O ^2- i krystallstrukturene til metalloksider.

På den annen side, i metalliske superoksyder, slik som kalium superoksyd (KO ₂ ), er oksygen til stede som O ₂ ^- ion . Mens det er i metallperoksider, for å si bariumperoksyd (BaO ₂ ), vises oksygen som ionet O ₂ ^2- (Ba ²⁺ O ₂ ^2- ).

isotoper

Oksygen har tre stabile isotoper: ¹⁶ O, med 99,76% overflod; den ¹⁷ O, med 0,04%; og ¹⁸ O, med 0,20%. Merk at ¹⁶ O er den klart mest stabile og rikeligste isotopen.

Struktur og elektronisk konfigurasjon

Oksygenmolekyl og dets interaksjoner

Diatomisk oksygenmolekyl. Kilde: Claudio Pistilli

Oksygen i dens grunntilstand er et atom hvis elektroniske konfigurasjon er:

2s ² 2p ⁴

I følge valensbindingsteorien (TEV) er to oksygenatomer kovalent bundet slik at begge separat fullfører sin valensoktett; i tillegg til å kunne koble sammen de to ensomme elektronene fra 2p-orbitalene.

På denne måten vises det diatomiske oksygenmolekylet, O ₂ (øvre bilde), som har en dobbeltbinding (O = O). Energistabiliteten er slik at oksygen aldri blir funnet som individuelle atomer i gassfasen, men som molekyler.

Fordi O ₂ er homonukleær, lineær og symmetrisk, mangler den et permanent dipoløyeblikk; derfor avhenger deres intermolekylære interaksjoner av deres molekylmasse og spredningskreftene i London. Disse kreftene er relativt svake for oksygen, noe som forklarer hvorfor det er en gass under jordforhold.

Når temperaturen synker eller trykket øker, blir imidlertid O _2- molekylene tvunget til å samles; til det punktet at interaksjonene deres blir betydningsfulle og tillater dannelse av flytende eller fast oksygen. For å prøve å forstå dem molekylært, er det nødvendig å ikke miste synet av O ₂ som en strukturell enhet.

ozon

Oksygen kan adoptere andre betydelig stabile molekylstrukturer; det vil si at den finnes i naturen (eller i laboratoriet) i forskjellige allotropiske former. Ozon (nederste bilde), for eksempel O ₃ , er den nest mest kjente oksygenototropen.

Struktur av resonanshybriden representert av en kule- og stavmodell for ozonmolekylet. Kilde: Ben Mills via Wikipedia.

Igjen opprettholder, forklarer og viser TEV at i O ₃ må det være resonansstrukturer som stabiliserer den positive formelle ladningen av oksygen i sentrum (røde stiplede linjer); mens oksygene i endene av bumerangen fordeler en negativ ladning, noe som gjør den totale ladningen for ozon nøytral.

På denne måten er obligasjonene ikke enkelt, men heller ikke dobbelt. Eksempler på resonanshybrider er svært vanlige i så mange uorganiske molekyler eller ioner.

O ₂ og O ₃ , fordi deres molekylære strukturer er forskjellige, skjer det samme med deres fysiske og kjemiske egenskaper, flytende faser eller krystaller (selv når begge består av oksygenatomer). De teoretiserer at storstilt syntese av syklisk ozon sannsynligvis er, hvis struktur ligner strukturen til en rødlig, oksygenert trekant.

Det er her de "normale allotropene" av oksygen slutter. Det er imidlertid to andre for å vurdere: O ₄ og O ₈ , som finnes eller foreslått i flytende og fast oksygen, henholdsvis.

Flytende oksygen

Gassformig oksygen er fargeløs, men når temperaturen synker til -183 ºC, kondenserer den til en blekblå væske (ligner lyseblå). Interaksjonene mellom O _2- molekyler er nå slik at til og med elektronene deres kan absorbere fotoner i det røde området av det synlige spekteret for å gjenspeile deres karakteristiske blåfarge.

Imidlertid har det blitt teoretisert at det i denne væske er det mer enn enkle O ₂ molekyler , men også en O- ₄ -molekyl (lavere image). Det virker som om ozonet hadde blitt "sittet fast" av et annet oksygenatom som på en eller annen måte går sammen for den positive formelle ladningen som nettopp er beskrevet.

Foreslått modellstruktur med kuler og stenger for tetraoksygenmolekylet. Kilde: Benjah-bmm27

Problemet er at i henhold til beregnings og molekylære simuleringer, nevnte struktur for O ₄ er ikke helt stabilt; de spår imidlertid at de eksisterer som (O ₂ ) _2- enheter , det vil si at to O _2- molekyler er så nærme at de danner en slags uregelmessig ramme (O-atomene er ikke rett overfor hverandre).

Fast oksygen

Når temperaturen synker til -218,79 ºC, utkrystalliserer oksygen i en enkel kubisk struktur (γ-fase). Når temperaturen synker ytterligere, gjennomgår den kubiske krystallen overganger til ß (rhombohedral og -229,35 ° C) og α (monoklinisk og -249,35 ° C) faser.

Alle disse krystallinske faser av fast oksygen forekommer ved omgivelsestrykk (1 atm). Når trykket øker til 9 GPa (~ 9000 atm) vises δ-fasen, hvis krystaller er oransje. Hvis trykket fortsetter å øke til 10 GPa, vises det faste røde oksygen eller ε-fasen (igjen monoklinisk).

Den ε fase er spesielt fordi trykket er så enorm at O ₂ molekylene ikke bare å arrangere seg selv som O- ₄ enheter , men også O ₈ :

Modellstruktur med kuler og stenger for oksygen-oksygenmolekylet. Kilde: Benjah-bmm27

Merk at denne O ₈ består av to O ₄ enheter hvor det irregulære rammen allerede forklart kan sees. På samme måte er det gyldig å betrakte det som fire O _2-er rettet tett og i vertikale posisjoner. Imidlertid er deres stabilitet under dette trykk slik at O ₄ og O ₈ er to ekstra allotropes for oksygen.

Og til slutt har vi ζ-fasen, metallisk (ved trykk større enn 96 GPa), der trykket får elektronene til å spre seg i krystallen; akkurat som det skjer med metaller.

Hvor du finner og produserer

mineraler

Oksygen er det tredje elementet i universet etter masse, bak hydrogen og helium. Det er det mest tallrike elementet i jordskorpen, og representerer rundt 50% av dens masse. Det finnes hovedsakelig i kombinasjon med silisium, i form av silisiumoksyd (SiO ₂ ).

Oksygen finnes som en del av utallige mineraler, for eksempel: kvarts, talkum, feltspat, hematitt, cuprite, brucite, malachite, limonite, etc. På samme måte er den lokalisert som en del av mange forbindelser som karbonater, fosfater, sulfater, nitrater, etc.

Luft

Oksygen utgjør 20,8% volum av atmosfærisk luft. I troposfæren finnes den først og fremst som et diatomisk oksygenmolekyl. Mens det i stratosfæren, et gasslag mellom 15 og 50 km fra jordoverflaten, finnes det som ozon.

Ozon produseres ved en elektrisk utladning på O _2- molekylet . Denne allotropen av oksygen absorberer ultrafiolett lys fra solstråling, og blokkerer dens skadelige virkning på mennesker, som i ekstreme tilfeller er assosiert med utseendet til melanomer.

Ferskt og salt vann

Oksygen er en viktig komponent i sjøvann og ferskvann fra innsjøer, elver og grunnvann. Oksygen er en del av den kjemiske formelen til vann, og utgjør 89% av massen.

På den annen side, selv om oppløseligheten av oksygen i vann er relativt lav, er mengden oksygen som er oppløst i den essensiell for vannlevende liv, som inkluderer mange dyrearter og alger.

Levende vesener

Mennesket består av omtrent 60% vann og samtidig rik på oksygen. Men i tillegg er oksygen en del av mange forbindelser, så som fosfater, karbonater, karboksylsyrer, ketoner, etc., som er essensielle for livet.

Oksygen er også til stede i polysakkarider, lipider, proteiner og nukleinsyrer; det vil si de såkalte biologiske makromolekylene.

Det er også en del av skadelig avfall fra menneskelig aktivitet, for eksempel: karbonmonoksid og dioksid, samt svoveldioksid.

Biologisk produksjon

Planter er ansvarlige for å berike luften med oksygen i bytte mot karbondioksid som vi puster ut. Kilde: Pexels.

Oksygen produseres under fotosyntesen, en prosess der marine planteplankton og landanlegg bruker lysenergi for å få karbondioksid til å reagere med vann, skape glukose og frigjøre oksygen.

Det anslås at mer enn 55% av oksygenet som produseres ved fotosyntesen skyldes virkningen av marint planteplankton. Derfor utgjør den den viktigste kilden til oksygenproduksjon på jorden og er ansvarlig for å opprettholde livet på den.

Industriell produksjon

Luftskjøling

Den viktigste metoden for å produsere oksygen i industriell form er den som ble opprettet i 1895, uavhengig av Karl Paul Gottfried Von Linde og William Hamson. Denne metoden fortsetter å bli brukt i dag med noen modifikasjoner.

Prosessen begynner med en komprimering av luften for å kondensere vanndampen og dermed eliminere den. Deretter siktes luften ved å bli ført av en blanding av zeolitt og silikagel for eliminering av karbondioksyd, tunge hydrokarboner og resten av vann.

Deretter separeres komponentene i den flytende luften gjennom en brøkdestillasjon, og oppnår separasjon av gassene som er tilstede i den ved deres forskjellige kokepunkter. Ved denne metoden er det mulig å oppnå oksygen med 99% renhet.

Elektrolyse av vann

Oksygen produseres ved elektrolyse av sterkt renset vann, og med en elektrisk ledningsevne som ikke overstiger 1 uS / cm. Vann skilles ved hjelp av elektrolyse i komponentene. Hydrogen som kation beveger seg mot katoden (-); mens oksygen beveger seg mot anoden (+).

Elektrodene har en spesiell struktur for å samle opp gassene og deretter produsere deres flytende virkning.

Termisk spaltning

Termisk spaltning av forbindelser som kvikksølvoksyd og salpetre (kaliumnitrat) frigjør oksygen, som kan samles for bruk. Peroksider brukes også til dette formålet.

Biologisk rolle

Oksygen produseres av planteplankton og landplanter gjennom fotosyntesen. Den krysser lungeveggen og i blodet blir den fanget av hemoglobin, som transporterer den til forskjellige organer for senere å bli brukt i cellulær metabolisme.

I denne prosessen brukes oksygen under metabolismen av karbohydrater, fettsyrer og aminosyrer for til slutt å produsere karbondioksid og energi.

Respirasjon kan skisseres som følger:

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

Glukose metaboliseres i et sett med sekvensielle kjemiske prosesser, inkludert glykolyse, Krebs-syklusen, elektrontransportkjeden og oksidativ fosforylering. Denne serien med hendelser produserer energi som akkumuleres som ATP (adenosintrifosfat).

ATP brukes i forskjellige prosesser i celler, inkludert transport av ioner og andre stoffer over plasmamembranen; intestinal absorpsjon av stoffer; sammentrekningen av forskjellige muskelceller; metabolismen av forskjellige molekyler, etc.

Polymorfonukleære leukocytter og makrofager er fagocytiske celler som er i stand til å bruke oksygen til å produsere superoksydion, hydrogenperoksyd og singlett oksygen, som brukes til å ødelegge mikroorganismer.

risiko

Å puste oksygen ved høyt trykk kan føre til kvalme, svimmelhet, muskelspasmer, synstap, anfall og tap av bevissthet. I tillegg gir pusten rent oksygen i lang tid lungeneirritasjon, manifestert ved hoste og kortpustethet.

Det kan også være årsaken til dannelse av lungeødem: en veldig alvorlig tilstand som begrenser respirasjonsfunksjonen.

En atmosfære med høy oksygenkonsentrasjon kan være farlig, siden det letter utviklingen av branner og eksplosjoner.

applikasjoner

leger

Oksygen administreres til pasienter som har respirasjonssvikt; slik er tilfelle pasienter med lungebetennelse, lungeødem eller emfysem. De kunne ikke puste oksygen i omgivelsene, da de ville bli alvorlig påvirket.

Pasienter med hjertesvikt med væskeansamling i alveolene må også tilføres oksygen; så vel som pasienter som har fått en alvorlig cerebrovaskulær ulykke (CVA).

Yrkesbehov

Brannmenn som kjemper mot en brann i et miljø med utilstrekkelig ventilasjon, krever bruk av masker og oksygenflasker som lar dem utføre sine funksjoner, uten å sette livene i fare.

Ubåtene er utstyrt med oksygenproduksjonsutstyr som lar sjømenn bo i et lukket miljø og uten tilgang til atmosfærisk luft.

Dykkere gjør arbeidet sitt nedsenket i vann og dermed isolert fra atmosfærisk luft. De puster gjennom oksygen pumpet gjennom rør koblet til dykkerdrakten eller bruk av sylindere festet til dykkerens kropp.

Astronauter utfører sine aktiviteter i miljøer utstyrt med oksygengeneratorer som tillater overlevelse under romfart og i en romstasjon.

Industriell

Mer enn 50% av det industrielt produserte oksygen forbrukes i transformasjon av jern til stål. Det smeltede jernet blir injisert med en oksygenstråle for å fjerne svovel og karbon som er til stede. de reagerer for å produsere henholdsvis gassene SO ₂ og CO ₂ .

Acetylen brukes i kombinasjon med oksygen for å kutte metallplater og også for å produsere loddetinn. Oksygen brukes også i produksjon av glass, noe som øker forbrenningen i avfyringen av glasset for å forbedre dets gjennomsiktighet.

Atomabsorpsjonsspektrofotometri

Kombinasjonen av acetylen og oksygen brukes til å brenne prøver av forskjellig opprinnelse i et atomabsorpsjonsspektrofotometer.

Under prosedyren trekkes en lysstråle fra en lampe på flammen, noe som er spesifikt for elementet som skal kvantifiseres. Flammen absorberer lyset fra lampen, slik at elementet kan kvantifiseres.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Oksygen. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
3. Richard Van Noorden. (13. september 2006). Bare en pen fase? Fast rød oksygen: ubrukelig, men herlig. Gjenopprettet fra: nature.com
4. AzoNano. (4. desember 2006). Fast oksygen e-fase krystallstruktur bestemt sammen med oppdagelsen av en rød oksygen O8-klynge. Gjenopprettet fra: azonano.com
5. Nasjonalt senter for informasjon om bioteknologi. (2019). Oksygenmolekyl. PubChem-databasen. CID = 977. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta om oksygenelement. Chemicool. Gjenopprettet fra: chemicool.com
7. Robert C. Brasted. (9. juli 2019). Oksygen: kjemisk element. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: britannica.com
8. Wiki Kids. (2019). Oksygenfamilie: egenskaper til VIA-elementer. Gjenopprettet fra: ganske enkelt. Vitenskap
9. Advameg, Inc. (2019). Oksygen. Gjenopprettet fra: madehow.com
10. Lenntech BV (2019). Periodisk tabell: oksygen. Gjenopprettet fra: lenntech.com
11. New Jersey Department of Health and Senior Services. (2007). Oksygen: faktaark for farlig stoff. . Gjenopprettet fra: nj.gov
12. Yamel Mattarollo. (2015, 26. august). Industrielle anvendelser av industrielt oksygen. Gjenopprettet fra: altecdust.com