KYSLÍK: VLASTNOSTI, STRUKTURA, RIZIKA, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Kyslík je chemický prvek, který je reprezentován symbolem O. je vysoce reaktivní plyn, což vede ke skupině 16: chalkogeny. Toto jméno je způsobeno tím, že síra a kyslík jsou přítomny téměř ve všech minerálech.

Jeho vysoká elektronegativita vysvětluje jeho velkou chamtivost pro elektrony, což ji vede ke kombinaci s velkým počtem prvků; Takto vzniká celá řada minerálních oxidů, které obohacují zemskou kůru. Zbývající kyslík se tak skládá a činí atmosféru prodyšnou.

Kyslík je často synonymem vzduchu a vody, ale vyskytuje se také ve skalách a minerálech. Zdroj: Pxhere.

Kyslík je třetím nejhojnějším prvkem ve vesmíru, za vodíkem a heliem, a je také hlavní složkou hmoty zemské kůry. Má objemové procento 20,8% zemské atmosféry a představuje 89% hmotnosti vody.

Obvykle má dvě allotropické formy: diatomický kyslík (O ₂), což je nejběžnější forma v přírodě, a ozon (O ₃), který se nachází ve stratosféře. Existují však dvě další (O ₄ a O ₈), které existují v kapalné nebo pevné fázi a pod obrovským tlakem.

Kyslík je neustále produkován fotosyntézou, prováděnou fytoplanktonem a rostlinami. Jakmile je vyrobena, je propuštěna, aby ji živé bytosti mohly používat, zatímco její malá část se rozpustí v mořích a udržuje vodní život.

Je proto nezbytným prvkem pro živé bytosti; nejenom proto, že je přítomen ve většině sloučenin a molekul, které je tvoří, ale také proto, že zasahuje do všech jejich metabolických procesů.

Ačkoli jeho izolace je sporně připsána Carl Scheele a Joseph Priestley v 1774, tam jsou náznaky, že kyslík byl vlastně poprvé izolován poprvé v 1608, Michael Sendivogius.

Tento plyn se používá v lékařské praxi ke zlepšení životních podmínek pacientů s dýchacími potížemi. Podobně se kyslík používá k tomu, aby lidé mohli plnit své funkce v prostředích, kde je snížený nebo žádný přístup k atmosférickému kyslíku.

Komerčně vyráběný kyslík se používá především v metalurgickém průmyslu k přeměně železa na ocel.

Dějiny

Nitroariální duch

V 1500, Leonardo da Vinci, založený na experimentech Philo byzantium uskutečnil ve druhém století BC. C., dospěl k závěru, že část vzduchu byla spotřebována během spalování a dýchání.

V roce 1608 Cornelius Drebble ukázal, že topný salpetre (dusičnan stříbrný, KNO ₃) produkoval plyn. Tento plyn, jak by bylo později známo, byl kyslík; ale Drebble to nemohl identifikovat jako novou položku.

Poté, v roce 1668, John Majow zdůraznil, že část vzduchu, kterou nazval „Spiritus nitroaerus“, byla zodpovědná za oheň a že byla také spotřebována během dýchání a spalování látek. Majow si všiml, že látky neexistují v nepřítomnosti nitroariálního ducha.

Majow provedl spalování antimonu a během jeho spalování pozoroval nárůst hmotnosti antimonu. Majow tak dospěl k závěru, že antimon je kombinován s nitroariálním duchem.

Objev

Ačkoli neobdržel uznání vědecké komunity, v životě ani po jeho smrti, je pravděpodobné, že Michael Sandivogius (1604) je skutečným objevitelem kyslíku.

Sandivogius byl švédský alchymista, filozof a lékař, který způsobil tepelný rozklad dusičnanu draselného. Jeho experimenty vedly jej k uvolňování kyslíku, který on volal “cibus vitae”: jídlo života.

V letech 1771 až 1772 švédský chemik Carl W Scheele zahříval různé sloučeniny: dusičnan draselný, oxid manganičitý a oxid rtuti. Scheele si všiml, že z nich byl propuštěn plyn, který zvyšoval spalování, a který nazýval „ohnivý vzduch“.

Experimenty Josepha Priestlyho

V roce 1774 anglický chemik Joseph Priestly zahříval oxid rtuti pomocí dvanáctipalcového lupy, které koncentrovalo sluneční světlo. Oxid rtuti uvolnil plyn, který zapálil svíčku mnohem rychleji, než je obvyklé.

Kromě toho Priestly testoval biologický účinek plynu. Za tímto účelem umístil myš do uzavřeného kontejneru, který očekával, že přežije patnáct minut; nicméně v přítomnosti plynu přežil hodinu, déle, než se odhadovalo.

Priestly zveřejnil své výsledky v roce 1774; zatímco Scheele tak učinil v roce 1775. Z tohoto důvodu je objev kyslíku často připisován Priestlymu.

Kyslík ve vzduchu

Antoine Lavoisier, francouzský chemik (1777), zjistil, že vzduch obsahuje 20% kyslíku a že když látka hoří, ve skutečnosti se kombinuje s kyslíkem.

Lavoisier dospěl k závěru, že zjevný hmotnostní přírůstek, ke kterému došlo u látek během jejich spalování, byl způsoben úbytkem hmotnosti, ke kterému dochází ve vzduchu; protože kyslík kombinovaný s těmito látkami, a proto byly zachovány hmotnosti reakčních složek.

Toto umožnilo Lavoisierovi ustanovit zákon zachování záležitostí. Lavoisier navrhl název kyslíku, který pochází z tvorby kořenových kyselin "oxys" a "genů". Takže kyslík znamená „formování kyseliny“.

Toto jméno je špatné, protože ne všechny kyseliny obsahují kyslík; například halogenovodíky (HF, HC1, HBr a HI).

Dalton (1810) přiřazoval vodě chemický vzorec HO, a proto atomová hmotnost kyslíku byla 8. Skupina chemiků, včetně: Davy (1812) a Berzelius (1814), opravila Daltonův přístup a dospěla k závěru, že správný vzorec pro vodu je H ₂ o a atomová hmotnost kyslíku je 16.

Fyzikální a chemické vlastnosti

Vzhled

Bezbarvý, bez zápachu a bez chuti; zatímco ozon má štiplavý zápach. Kyslík podporuje spalování, ale není to samo o sobě palivo.

Tekutý kyslík. Zdroj: Staff Sgt. Nika Glover, americké letectvo

V tekuté formě (horní obrázek) je světle modré barvy a jeho krystaly jsou také namodralé; ale mohou získat růžové, oranžové a dokonce načervenalé tóny (jak bude vysvětleno v části o jejich struktuře).

Atomová hmotnost

15,999 u.

Atomové číslo (Z)

8.

Bod tání

-218,79 ° C

Bod varu

-182,962 ° C

Hustota

Za normálních podmínek: 1 429 g / l. Kyslík je plyn, který je hustší než vzduch. Kromě toho je to špatný vodič tepla a elektřiny. A při jeho (kapalné) teplotě varu je hustota 1,141 g / ml.

Triple point

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

Kritický bod

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

Teplo fúze

0,444 kJ / mol.

Odpařovací teplo

6,82 kJ / mol.

Molární kalorická kapacita

29,378 J / (mol · K).

Tlak páry

Při teplotě 90 K má tlak par 986,92 atm.

Oxidační stavy

-2, -1, +1, +2. Nejdůležitější oxidační stav je -2 (O ^2-).

Elektronegativita

3,44 na Paulingově stupnici

Ionizační energie

První: 1 313,9 kJ / mol.

Za druhé: 3 388,3 kJ / mol.

Třetí: 5 300,5 kJ / mol.

Magnetický řád

Paramagnetický.

Rozpustnost ve vodě

Rozpustnost kyslíku ve vodě klesá s rostoucí teplotou. Například: 14,6 ml kyslíku / 1 vody se rozpustí při 0 ° C a 7,6 ml kyslíku / 1 vody při 20 ° C. Rozpustnost kyslíku v pitné vodě je vyšší než v mořské vodě.

Ve stavu teploty 25 ° C a při tlaku 101,3 kPa může pitná voda obsahovat 6,04 ml kyslíku / l vody; zatímco voda z mořské vody pouze 4,95 ml kyslíku / l vody.

Reaktivita

Kyslík je vysoce reaktivní plyn, který reaguje přímo s téměř všemi prvky při pokojové teplotě a vysokých teplotách; kromě kovů s vyšším potenciálem redukce než měď.

Může také reagovat se sloučeninami a oxidovat prvky, které jsou v nich přítomny. To se stane, když reaguje s glukózou, například na vodu a oxid uhličitý; nebo když hoří dřevo nebo uhlovodík.

Kyslík může přijímat elektrony úplným nebo částečným přenosem, a proto je považován za oxidační činidlo.

Nejběžnější oxidační číslo nebo stav kyslíku je -2. S tímto oxidačního čísla, se zjistí, ve vodě (H ₂ O), oxid siřičitý (SO ₂) a oxidu uhličitého (CO ₂).

Také v organických sloučeninách, jako jsou aldehydy, alkoholy, karboxylové kyseliny; běžné kyseliny, jako H ₂ SO ₄, H ₂ CO ₃, HNO ₃; a jeho odvozené soli: Na ₂ SO ₄, Na ₂ CO ₃ nebo KNO ₃. Ve všech z nich lze předpokládat existenci O ² (což neplatí pro organické sloučeniny).

Oxidy

Kyslík je přítomen jako O ² v krystalové struktuře oxidů kovů.

Na druhé straně, v kovových superoxidy, jako superoxidu draselného (KO ₂), kyslík je přítomen jako O ₂ ^- ion. Zatímco v kovových peroxidů, tj barnatý peroxid (BaO ₂), zobrazí kyslíku jako iont O ₂ ^2- (Ba ²⁺ O ₂ ²).

Izotopy

Kyslík má tři stabilní izotopy: ¹⁶ O, s 99,76% hojností; ¹⁷ O, 0,04%; a ¹⁸ O, s 0,20%. Všimněte si, že ¹⁶ O je zdaleka nejstabilnější a nejhojnější izotop.

Struktura a elektronická konfigurace

Kyslíková molekula a její interakce

Molekula atomu kyslíku. Zdroj: Claudio Pistilli

Kyslík ve svém základním stavu je atom, jehož elektronická konfigurace je:

2s ² 2p ⁴

Podle teorie valenční vazby (TEV) jsou dva atomy kyslíku kovalentně navázány, takže oba samostatně dokončují valenční oktet; kromě toho, že je schopen spárovat své dva osamělé elektrony z 2p orbitálů.

Tímto způsobem pak je kyslíku diatomic molekula, O ₂ (horní obrázek), zobrazí, který má dvojnou vazbu (O = O). Jeho energetická stabilita je taková, že kyslík se nikdy nenachází jako jednotlivé atomy v plynné fázi, ale jako molekuly.

Protože O ₂ je homonukleární, lineární a symetrický, postrádá trvalý dipólový moment; proto jejich intermolekulární interakce závisí na jejich molekulové hmotnosti a londýnských rozptylových silách. Tyto síly jsou relativně slabé na kyslík, což vysvětluje, proč je to v podmínkách Země plyn.

Nicméně, když teplota klesá, nebo se tlak zvýší, O ₂ molekuly jsou nuceni splývat; do té míry, že jejich interakce se stanou významnými a umožňují tvorbu kapalného nebo pevného kyslíku. Abychom je mohli molekulárně pochopit, je nutné neztratit z dohledu O ₂ jako strukturální jednotku.

Ozón

Kyslík může přijmout jiné značně stabilní molekulární struktury; to je, to je nalezené v přírodě (nebo uvnitř laboratoře) v různých allotropic formách. Například ozon (spodní obrázek), O ₃, je druhým nejznámějším alotrópem kyslíku.

Struktura rezonančního hybridu představovaného modelem koule a tyče pro molekulu ozonu. Zdroj: Ben Mills z Wikipedie.

TEV opět podporuje, vysvětluje a ukazuje, že v O ₃ musí existovat rezonanční struktury, které stabilizují pozitivní formální náboj kyslíku ve středu (červené tečkované čáry); zatímco kyslíky na koncích boomerangu distribuují záporný náboj, takže celkový náboj pro ozon je neutrální.

Tímto způsobem nejsou vazby jednoduché, ale ani dvojité. Příklady rezonančních hybridů jsou velmi časté v mnoha anorganických molekulách nebo iontech.

O ₂ a O ₃, protože jejich molekulární struktury jsou různé, se totéž děje s jejich fyzikálními a chemickými vlastnostmi, kapalnými fázemi nebo krystaly (i když se oba skládají z atomů kyslíku). Předpokládají, že je pravděpodobné, že bude ve velkém měřítku probíhat syntéza cyklického ozonu, jejíž struktura připomíná načervenalý, okysličený trojúhelník.

To je místo, kde končí „normální allotropy“ kyslíku. Je však třeba zvážit další dvě: O ₄ a O ₈, které byly nalezeny nebo navrženy v kapalném a pevném kyslíku.

Tekutý kyslík

Plynný kyslík je bezbarvý, ale když teplota klesne na -183 ° C, kondenzuje na světle modrou tekutinu (podobnou světle modré). Interakce mezi molekulami O ₂ jsou nyní takové, že i jejich elektrony mohou absorbovat fotony v červené oblasti viditelného spektra, aby odrážely jejich charakteristickou modrou barvu.

Bylo však teoretizováno, že v této kapalině je více než jednoduché molekuly O ₂, ale také molekula O ₄ (dolní obrázek). Vypadá to, že ozón byl „uvíznut“ jiným atomem kyslíku, který nějakým způsobem naráží na právě popsaný pozitivní formální náboj.

Navrhovaná struktura modelu s koulí a tyčemi pro molekulu tetraoxygenu. Zdroj: Benjah-bmm27

Problém je, že v souladu s výpočetním a molekulárních simulací, přičemž uvedená struktura pro O _4, není přesně stabilní; však předpokládají, že tomu tak existovat jako (O ₂) ₂ jednotky, to znamená dva O ₂ molekuly jsou tak blízko, že tvoří určitý druh nepravidelného rámce (atomy O nejsou vyrovnány proti sobě).

Tuhý kyslík

Jakmile teplota klesne na -218,79 ° C, kyslík krystalizuje v jednoduché kubické struktuře (fáze y). Jak teplota dále klesá, krychlový krystal přechází do fáze p (rhombohedrální a -229,35 ° C) a a (monoklinické a -249,35 ° C).

Všechny tyto krystalické fáze pevného kyslíku se vyskytují při tlaku okolí (1 atm). Když se tlak zvýší na 9 GPa (~ 9000 atm), objeví se fáze 5, jejíž krystaly jsou oranžové. Pokud tlak stále stoupá na 10 GPa, objeví se pevný červený kyslík nebo ε fáze (opět monoklinická).

Ε fáze je zvláštní, protože tlak je tak obrovský, že O ₂ molekuly uspořádat sebe nejen jako O ₄ jednotky, ale také O ₈:

Struktura modelu s koulí a pruty pro molekulu okta-kyslíku. Zdroj: Benjah-bmm27

Všimněte si, že tento O ₈ se skládá ze dvou O ₄ jednotky, kde je možné vidět nepravidelné rám již bylo vysvětleno. Stejně tak je platné to považovat za čtyři O ₂ zarovnané těsně a ve svislých polohách. Jejich stabilita při tomto tlaku je však taková, že O ₄ a O ₈ jsou dva další allotropy pro kyslík.

A konečně máme ζ fázi, kovovou (při tlacích vyšších než 96 GPa), ve které tlak způsobí, že se elektrony v krystalu rozptýlí; stejně jako u kovů.

Kde najít a vyrobit

Minerály

Kyslík je hmotným třetím elementem ve vesmíru, za vodíkem a heliem. Je to nejhojnější prvek v zemské kůře, představující asi 50% jeho hmotnosti. Nachází se hlavně v kombinaci s křemíkem ve formě oxidu křemičitého (SiO ₂).

Kyslík se nachází jako součást nesčetných minerálů, jako jsou: křemen, mastek, živce, hematit, kuprit, brucit, malachit, limonit atd. Podobně se nachází jako součást mnoha sloučenin, jako jsou uhličitany, fosforečnany, sírany, dusičnany atd.

Vzduch

Kyslík tvoří 20,8% objemového atmosférického vzduchu. V troposféře se nachází především jako molekula atomu kyslíku. Zatímco ve stratosféře, plynné vrstvě mezi 15 a 50 km od zemského povrchu, se nachází jako ozon.

Ozon je vytvářen elektrickým výbojem na molekule O ₂. Tento allotrop kyslíku absorbuje ultrafialové světlo ze slunečního záření, blokuje jeho škodlivé působení na člověka, což je v extrémních případech spojeno s výskytem melanomů.

Sladká a slaná voda

Kyslík je hlavní složkou mořské a sladké vody z jezer, řek a podzemních vod. Kyslík je součástí chemického vzorce vody, tvoří ho 89% hmotnostních.

Na druhé straně, i když je rozpustnost kyslíku ve vodě relativně nízká, množství kyslíku rozpuštěného v něm je nezbytné pro vodní život, který zahrnuje mnoho druhů zvířat a řas.

Živé bytosti

Lidská bytost je tvořena přibližně 60% vody a současně bohatá na kyslík. Kromě toho je kyslík součástí řady sloučenin, jako jsou fosfáty, uhličitany, karboxylové kyseliny, ketony atd., Které jsou nezbytné pro život.

Kyslík je také přítomen v polysacharidech, lipidech, proteinech a nukleových kyselinách; to znamená tzv. biologické makromolekuly.

Je také součástí škodlivého odpadu z lidské činnosti, například: oxid uhelnatý a oxid uhličitý, jakož i oxid siřičitý.

Biologická produkce

Rostliny jsou zodpovědné za obohacení vzduchu kyslíkem výměnou za oxid uhličitý, který vydechujeme. Zdroj: Pexels.

Kyslík je produkován během fotosyntézy, což je proces, při kterém mořské fytoplanktony a rostlinné rostliny používají světlou energii k tomu, aby oxid uhličitý reagoval s vodou, vytvářel glukózu a uvolňoval kyslík.

Odhaduje se, že více než 55% kyslíku produkovaného fotosyntézou je způsobeno působením mořského fytoplanktonu. Proto je hlavním zdrojem tvorby kyslíku na Zemi a je zodpovědný za udržování života na něm.

Průmyslová produkce

Zkapalňování vzduchu

Hlavní způsob výroby kyslíku v průmyslové formě je ten, který byl vytvořen v roce 1895, nezávisle Karlem Paulem Gottfriedem von Lindem a Williamem Hamsonem. Tato metoda se dnes používá s některými úpravami.

Proces začíná kompresí vzduchu ke kondenzaci vodní páry a tím k jejímu odstranění. Poté se vzduch proseje směsí zeolitu a silikagelu, aby se odstranil oxid uhličitý, těžké uhlovodíky a zbytek vody.

Následně se složky kapalného vzduchu oddělí frakční destilací, čímž se dosáhne oddělení plynů, které jsou v něm přítomny, podle jejich různých bodů varu. Tímto způsobem je možné získat kyslík s 99% čistotou.

Elektrolýza vody

Kyslík je produkován elektrolýzou vysoce čištěné vody as elektrickou vodivostí nepřesahující 1 µS / cm. Voda je rozdělena elektrolýzou na její složky. Vodík jako kation se pohybuje směrem ke katodě (-); zatímco kyslík se pohybuje směrem k anodě (+).

Elektrody mají speciální strukturu pro shromažďování plynů a následné vytváření jejich zkapalnění.

Tepelný rozklad

Tepelný rozklad sloučenin, jako je oxid rtuti a salpetre (dusičnan draselný), uvolňuje kyslík, který může být shromažďován pro použití. K tomuto účelu se také používají peroxidy.

Biologická role

Kyslík je produkován fytoplanktonem a rostlinami prostřednictvím fotosyntézy. Prochází plicní stěnou a v krvi je zachycen hemoglobinem, který jej transportuje do různých orgánů a později se používá v buněčném metabolismu.

V tomto procesu je kyslík používán během metabolismu uhlohydrátů, mastných kyselin a aminokyselin, aby nakonec produkoval oxid uhličitý a energii.

Dýchání lze nastínit takto:

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

Glukóza je metabolizována v řadě sekvenčních chemických procesů, včetně glykolýzy, Krebsova cyklu, transportního řetězce elektronů a oxidační fosforylace. Tato série událostí produkuje energii, která se hromadí jako ATP (adenosintrifosfát).

ATP se používá v různých procesech v buňkách, včetně transportu iontů a dalších látek přes plazmatickou membránu; střevní absorpce látek; kontrakce různých svalových buněk; metabolismus různých molekul atd.

Polymorfonukleární leukocyty a makrofágy jsou fagocytární buňky, které jsou schopné používat kyslík k produkci superoxidového iontu, peroxidu vodíku a singletového kyslíku, které se používají k ničení mikroorganismů.

Rizika

Vdechování kyslíku při vysokých tlacích může způsobit nevolnost, závratě, svalové křeče, ztrátu zraku, záchvaty a ztrátu vědomí. Navíc dýchání čistého kyslíku po dlouhou dobu způsobuje podráždění plic, které se projevuje kašlem a dušností.

Může být také příčinou vzniku plicního edému: velmi závažný stav, který omezuje dýchací funkce.

Atmosféra s vysokou koncentrací kyslíku může být nebezpečná, protože usnadňuje rozvoj požárů a výbuchů.

Aplikace

Lékaři

Kyslík je podáván pacientům, kteří mají respirační selhání; to je případ pacientů s pneumonií, plicním edémem nebo emfyzémem. Nemohli dýchat okolní kyslík, protože by byli vážně zasaženi.

Pacientům se srdečním selháním s akumulací tekutin v alveolech je také třeba dodávat kyslík; stejně jako pacienti, kteří utrpěli těžkou cévní mozkovou příhodu (CVA).

Pracovní potřeba

Hasiči, kteří bojují s ohněm v prostředí s nedostatečnou ventilací, vyžadují použití masek a kyslíkových lahví, které jim umožní plnit jejich funkce, aniž by tím ohrožovaly své životy.

Ponorky jsou vybaveny zařízením na výrobu kyslíku, které umožňuje námořníkům zůstat v uzavřeném prostředí a bez přístupu k atmosférickému vzduchu.

Potápěči dělají svou práci ponořenou ve vodě, a tak se izolují od atmosférického vzduchu. Vdechují kyslík čerpaný trubkami spojenými s potápěčským oblekem nebo použitím válců připevněných k tělu potápěče.

Astronauti vykonávají svou činnost v prostředích vybavených generátory kyslíku, které umožňují přežití během vesmírné cesty a ve vesmírné stanici.

Průmyslový

Více než 50% průmyslově vyráběného kyslíku je spotřebováno při přeměně železa na ocel. Roztavené železo se vstřikuje proudem kyslíku, aby se odstranila přítomná síra a uhlík; reagují za vzniku plynů SO ₂ a CO ₂, v tomto pořadí.

Acetylen se používá v kombinaci s kyslíkem k řezání kovových desek a také k výrobě jejich pájky. Kyslík se také používá při výrobě skla, což zvyšuje spalování při vypalování skla, aby se zvýšila jeho průhlednost.

Atomová absorpční spektrofotometrie

Kombinace acetylenu a kyslíku se používá ke spalování vzorků různého původu v atomovém absorpčním spektrofotometru.

Během postupu dopadá na plamen paprsek světla z lampy, což je specifické pro kvantifikovaný prvek. Plamen pohlcuje světlo z lampy, což umožňuje kvantifikaci prvku.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Kyslík. Obnoveno z: en.wikipedia.org
3. Richard Van Noorden. (13. září 2006). Jen hezká fáze? Pevný červený kyslík: k ničemu, ale nádherný. Obnoveno z: nature.com
4. AzoNano. (4. prosince 2006). Krystalová struktura tuhého kyslíku v elektronické fázi byla stanovena společně s objevem klastru červeného kyslíku O8. Obnoveno z: azonano.com
5. Národní centrum pro biotechnologické informace. (2019). Kyslíková molekula. PubChem Database. CID = 977. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta o kyslíkových prvcích. Chemicool. Obnoveno z: chemicool.com
7. Robert C. Brasted. (9. července 2019). Kyslík: chemický prvek. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com
8. Wiki Kids. (2019). Kyslíková rodina: vlastnosti prvků VIA. Obnoveno z: simply.science
9. Advameg, Inc. (2019). Kyslík. Obnoveno z: madehow.com
10. Lenntech BV (2019). Periodická tabulka: kyslík. Obnoveno z: lenntech.com
11. New Jersey ministerstvo zdravotnictví a služeb pro seniory. (2007). Kyslík: souhrn údajů o nebezpečných látkách.. Obnoveno z: nj.gov
12. Yamel Mattarollo. (2015, 26. srpna). Průmyslové aplikace průmyslového kyslíku. Obnoveno z: altecdust.com