Кислород

Кислород
Кислород
	← Азот \| Фтор →
Внешний вид простого вещества
	Жидкий кислород
Свойства атома
Название, символ, номер	Кислоро́д / Oxygenium (Oxygen)(O), 8
Группа, период, блок	16 (устар. 6), 2, ; p-элемент
Атомная масса ; (молярная масса)	[15,99903; 15,99977][комм 1][1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[He] 2s22p4; 1s22s22p4
Радиус атома	60 (48) пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	73 пм
Радиус иона	132 (-2e) пм
Электроотрицательность	3,44 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	0
Степени окисления	–2, −1, –½, –⅓, 0, +½, +1, +2
Энергия ионизации ; (первый электрон)	1313,1 (13,61) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Термодинамическая фаза	Газ
Плотность (при н. у.)	0,00142897 г/см³
Температура плавления	54,8 К (-218,35 °C)
Температура кипения	90,19 К (-182,96 °C)
Уд. теплота плавления	0,444 кДж/моль
Уд. теплота испарения	3,4099 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	29,4[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём	22,4⋅103 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	Моноклинная
Параметры решётки	a=5,403 b=3,429 c=5,086 β=135,53 Å
Температура Дебая	155 K
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) 0,027 Вт/(м·К)
Эмиссионный спектр

Кислоро́д (химический символ — O, от лат. Oxygenium) — химический элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — шестой группы главной подгруппы, VIA), второго периода периодической системы Д. И. Менделеева, с атомным номером 8.

8	Кислород
O 15,999
2s²2p⁴

Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов.

Как простое вещество (при нормальных условиях) кислород — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов (формула — O₂). Систематическое название: дикислород[3]. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O₃). Систематическое название: трикислород.

История открытия

Официально считается[4][5], что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью большой линзы).

{\ce {2HgO ->[t] 2Hg + O2 ^}}

.

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Пьера Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела очень большое значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория. Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по изменению веса сожжённых элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Происхождение названия

Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген» (фр. oxygène), предложенного А. Лавуазье (от др.-греч. ὀξύς — «кислый» и γεννάω — «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим вещества, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

Нахождение в природе

Накопление O₂ в атмосфере Земли. Зелёный график — нижняя оценка уровня кислорода, красный — верхняя оценка.
1. (3,85—2,45 млрд лет назад) — O₂ не производился
2. (2,45—1,85 млрд лет назад) — O₂ производился, но поглощался океаном и породами морского дна
3. (1,85—0,85 млрд лет назад) — O₂ выходит из океана, но расходуется при окислении горных пород на суше и при образовании озонового слоя
4. (0,85—0,54 млрд лет назад) — все горные породы на суше окислены, начинается накопление O₂ в атмосфере
5. (0,54 млрд лет назад — по настоящее время) — современный период, содержание O₂ в атмосфере стабилизировалось

Кислород — самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе). Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород[6].

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 10¹⁵ тонн[7]). Однако до появления первых фотосинтезирующих микробов в архее 3,5 млрд лет назад в атмосфере его практически не было. Свободный кислород в больших количествах начал появляться в палеопротерозое (3—2,3 млрд лет назад) в результате глобального изменения состава атмосферы (кислородной катастрофы). Первый миллиард лет практически весь кислород поглощался растворённым в океанах железом и формировал залежи джеспилита. 3—2,7 млрд лет назад кислород начал выделяться в атмосферу и 1,7 млрд лет назад достиг 10 % от нынешнего уровня[8][9].

Наличие большого количества растворённого и свободного кислорода в океанах и атмосфере привело к вымиранию большинства анаэробных организмов. Тем не менее, клеточное дыхание с помощью кислорода позволило аэробным организмам производить гораздо больше АТФ, чем анаэробным, сделав их доминирующими[10].

С начала кембрия 540 млн лет назад содержание кислорода колебалось от 15 % до 30 % по объёму[11]. К концу каменноугольного периода (около 300 миллионов лет назад) его уровень достиг максимума в 35 % по объёму, который, возможно, способствовал большому размеру насекомых и земноводных в это время[12].

Основная часть кислорода на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана. Около 60 % кислорода от используемого живыми существами расходуется на процессы гниения и разложения, 80 % кислорода, производимого лесами, уходит на гниение и разложение растительности лесов[13].

Деятельность человека очень мало влияет на количество свободного кислорода в атмосфере[14]. При нынешних темпах фотосинтеза понадобится около 2000 лет, чтобы восстановить весь кислород в атмосфере[15].

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %[6].

В 2016 году датские учёные доказали, что свободный кислород входил в состав атмосферы уже 3,8 млрд лет назад[16].

Физические свойства

В мировом океане концентрация растворённого O₂ больше в холодных водах, меньше — в тёплых

Жидкий кислород

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его при нормальных условиях имеет массу 1,429 г, то есть немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при +50 °C) и спирте (2,78 мл/100 г при +25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O₂ в 1 объёме Ag при +961 °C). Хорошо растворяется в перфторированных углеводородах (20—40 об %).

Межатомное расстояние — 0,12074 нм. Является парамагнетиком. В жидком виде притягивается магнитом.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы, концентрация диссоциированных атомов в смеси при +2000 °C — 0,03 %, при +2600 °C — 1 %, +4000 °C — 59 %, +6000 °C — 99,5 %.

Жидкий кислород кипит под давлением 101,325 кПа при температуре −182,98 °C и представляет собой бледно-голубую жидкость. Критическая температура кислорода 154,58 К (-118,57 °C), критическое давление 4,882 МПа[17].

Фазовая диаграмма O₂

Твёрдый кислород (температура плавления −218,35 °C) — синие кристаллы.

Известны 6 кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

α-О₂ — существует при температуре ниже 23,65 K; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°[18].
β-O₂ — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 K; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å, α=46,25°[18].
γ-O₂ — существует при температурах от 43,65 до 54,21 K; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å[18].

Ещё три фазы существуют при высоких давлениях:

δ-O₂ — интервал температур 20—240 K и давление 6—8 ГПа, оранжевые кристаллы;
ε-фаза, содержит молекулы O₄[19] или O₈[20][21], существует при давлении от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония;
ζ-O_n — давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства

Сильный окислитель, самый активный неметалл после фтора, образует бинарные соединения (оксиды) со всеми элементами, кроме гелия, неона, аргона, фтора (с фтором кислород образует фторид кислорода, так как фтор более электроотрицателен, чем кислород). Наиболее распространённая степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

{\ce {4Li + O2 -> 2Li2O}}

{\ce {2Sr + O2 -> 2SrO}}

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

{\ce {2NO + O2 -> 2NO2 ^}}

Окисляет большинство органических соединений в реакциях горения:

{\ce {2C6H6 + 15O2 -> 12CO2 + 6H2O}}

{\ce {CH3CH2OH + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O}}

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

{\ce {CH3CH2OH + O2 -> CH3COOH + H2O}}

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором (см. ниже #Фториды кислорода).

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

{\ce {2Na + O2 -> Na2O2}}

Некоторые оксиды поглощают кислород:

{\ce {2BaO + O2 -> 2BaO2}}

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:

{\ce {H2 + O2 -> H2O2}}

В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O−
2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

{\ce {Na2O2 + O2 -> 2NaO2}}

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

{\ce {K + O2 -> KO2}}

Неорганические озониды содержат ион O−
3 со степенью окисления кислорода, формально равной −⅓. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

{\ce {3KOH + 3O3 -> 2KO3 + KOH * H2O + 2O2 ^}}

В ионе диоксигенила O+
2 кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:

{\ce {PtF6 + O2 -> O2PtF6}}

В этой реакции кислород проявляет восстановительные свойства.

Фториды кислорода

Дифторид кислорода, OF₂, степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через разбавленный раствор щёлочи:

{\ce {2F2 + 2NaOH -> 2NaF + H2O + OF2 ^}}

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O₂F₂, нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C:

{\ce {F2 + O2 -> O2F2}}

Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O₃F₂, O₄F₂, O₅F₂ и O₆F₂.

Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона трифтороксония[22] OF+
3. Если этот ион действительно существует, то степень окисления кислорода в нём будет равна +4.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях: O₂ и O₃ (озон). Как установили в 1899 году Пьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри, под воздействием ионизирующего излучения O₂ переходит в O₃[23][24].

Получение

Перегонка жидкого воздуха

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии, а также использующие принцип адсорбции.

В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.

Разложение кислородсодержащих веществ

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO₄:

{\ce {2KMnO4 ->[t] K2MnO4 + MnO2 + O2 ^}}

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода H₂O₂ в присутствии оксида марганца(IV):

{\ce {2H2O2 ->[MnO2] 2H2O + O2 ^}}

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO₃:

{\ce {2KClO3 -> 2KCl + 3O2 ^}}

Разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C) было первым методом синтеза кислорода:

{\ce {2HgO ->[100{°}C] 2Hg + O2 ^}}

Электролиз водных растворов

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза разбавленных водных растворов щелочей, кислот и некоторых солей (сульфатов, нитратов щелочных металлов):

{\ce {2H2O ->[e^-] 2H2 ^ + O2 ^}}

Реакция перекисных соединений с углекислым газом

На подводных лодках и орбитальных станциях обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

{\ce {2Na2O2 + 2CO2 -> 2Na2CO3 + O2 ^}}

Для соблюдения баланса объёмов поглощённого углекислого газа и выделившегося кислорода, к нему добавляют надпероксид калия. В космических кораблях для уменьшения веса иногда используется пероксид лития.

Применение

Широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.

В металлургии

Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь.

Сварка и резка металлов

Кислород в баллонах голубого цвета широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.

Компонент ракетного топлива

В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород — озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).

В медицине

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления голубого цвета различной ёмкости от 1,2 до 10,0 литров под давлением до 15 МПа (150 атм) и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, устранения гипоксии любого генеза, при декомпрессионной болезни, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей. Крупные медицинские учреждения могут использовать не сжатый кислород в баллонах, а сжиженный в сосуде Дьюара большой ёмкости. Для индивидуального применения медицинским кислородом из баллонов заполняют специальные прорезиненные ёмкости — кислородные подушки. Для подачи кислорода или кислородо-воздушной смеси одновременно одному или двум пострадавшим в полевых условиях или в условиях стационара применяются кислородные ингаляторы различных моделей и модификаций. Достоинством кислородного ингалятора является наличие конденсатора-увлажнителя газовой смеси, использующего влагу выдыхаемого воздуха. Для расчёта оставшегося в баллоне количества кислорода в литрах обычно величину давления в баллоне в атмосферах (по манометру редуктора) умножают на величину ёмкости баллона в литрах. Например, в баллоне вместимостью 2 литра манометр показывает давление кислорода 100 атм. Объём кислорода в этом случае равен 100 × 2 = 200 литров[25].

В пищевой промышленности

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948[26], как пропеллент и упаковочный газ.

В химической промышленности

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезах, например, окисления углеводородов в кислородсодержащие соединения (спирты, альдегиды, кислоты), диоксид серы в триоксид серы, аммиака в оксиды азота в производстве азотной кислоты. Вследствие высоких температур, развивающихся при окислении, последние описанные реакции часто проводят в режиме горения.

В сельском хозяйстве

В тепличном хозяйстве для изготовления кислородных коктейлей, для прибавки в весе у животных, для обогащения кислородом водной среды в рыбоводстве.

Биологическая роль кислорода

Аварийный запас кислорода в бомбоубежище

Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях для улучшения обменных процессов в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода ¹⁵O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Токсические производные кислорода

Некоторые производные кислорода (т. н. реактивные формы кислорода), такие, как синглетный кислород, пероксид водорода, супероксид, озон и гидроксильный радикал, являются высокотоксичными продуктами. Они образуются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода. Супероксид (супероксидный радикал), пероксид водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных и вызывают оксидативный стресс.

Токсичность кислорода

Длительное вдыхание чистого кислорода может иметь опасные последствия для организма. Безопасно длительно дышать при обычном давлении смесями, содержащими до 60 % кислорода. Дыхание 90 % кислородом в течение 3 суток приводит к тахикардии, рвоте, пневмонии, судорогам. При повышении давления токсическое действие кислорода ускоряется и усиливается. Молодые люди более чувствительны к токсическому действию кислорода, чем пожилые[27].

Изотопы

Кислород имеет три устойчивых изотопа: ¹⁶O, ¹⁷O и ¹⁸O, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759 %, 0,037 % и 0,204 % от общего числа атомов кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее лёгкого из них ¹⁶O связано с тем, что ядро атома ¹⁶O состоит из 8 протонов и 8 нейтронов (дважды магическое ядро с заполненными нейтронной и протонной оболочками). А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

Также известны радиоактивные изотопы кислорода с массовыми числами от ¹²O до ²⁸O. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада, наиболее долгоживущий из них — ¹⁵O с периодом полураспада ~120 секунд. Наиболее краткоживущий изотоп ¹²O имеет период полураспада 5,8⋅10⁻²² секунд.

См. также

Категория:Соединения кислорода

Примечания

Комментарии

Указан диапазон значений атомной массы в связи с неоднородностью распространения изотопов в природе.

Источники

Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047—1078. — doi:10.1351/PAC-REP-13-03-02.
Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387. — 671 с. — 100 000 экз.
Дикислород // Большая Энциклопедия Нефти Газа
J. Priestley, Experiments and Observations on Different Kinds of Air, 1776.
W. Ramsay, The Gases of the Atmosphere (the History of Their Discovery), Macmillan and Co, London, 1896.
Кнунянц И. Л. и др. Химическая энциклопедия. — Москва: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387—389. — 671 с. — 100 000 экз.
Я. А. Угай. Общая и неорганическая химия. — Москва: Высшая школа, 1997. — С. 432—435. — 527 с.
Crowe, S. A.; Døssing, L. N.; Beukes, N. J.; Bau, M.; Kruger, S. J.; Frei, R.; Canfield, D. E. Atmospheric oxygenation three billion years ago (англ.). — Nature, 2013. — Iss. 501, no. 7468. — P. 535—538. — doi:10.1038/nature12426. — PMID 24067713.
Campbell, Neil A.; Reece, Jane B. Biology, 7th Edition. — San Francisco: Pearson – Benjamin Cummings, 2005. — С. 522–23. — ISBN 0-8053-7171-0.
Freeman, Scott. Biological Science, 2nd. — Upper Saddle River, NJ: Pearson – Prentice Hall, 2005. — P. 214, 586. — ISBN Biological Science, 2nd.
Berner, Robert A. Atmospheric oxygen over Phanerozoic time. — Proceedings of the National Academy of Sciences of the USA, 1999. — doi:10.1073/pnas.96.20.10955. — PMID 10500106.
Butterfield, N. J. Oxygen, animals and oceanic ventilation: An alternative view (англ.). — Geobiology, 2009. — Iss. 7, no. 1. — P. 1—7. — doi:10.1111/j.1472-4669.2009.00188.x. — PMID 19200141.
«Лёгкие планеты» находятся в океане
Dole, Malcolm. The Journal of General Physiology (англ.). — 1965. — Iss. 49, no. 1. — doi:10.1085/jgp.49.1.5. — PMID 5859927.
ТАСС: Наука — Учёные: кислород в атмосфере Земли появился на 800 млн лет раньше, чем считалось ранее
Рябин В. А. и др., Термодинамические свойства веществ, 1977, с. 127.
Inorganic Crystal Structure Database
Yu. A. Freiman, H. J. Jodl. Solid oxygen // Physics Reports. — 2004. — Т. 401, № 1—4. — С. 1—228. — doi:10.1016/j.physrep.2004.06.002.
Hiroshi Fujihisa, Yuichi Akahama, Haruki Kawamura, Yasuo Ohishi, Osamu Shimomura, Hiroshi Yamawaki, Mami Sakashita, Yoshito Gotoh, Satoshi Takeya, and Kazumasa Honda. O₈ Cluster Structure of the Epsilon Phase of Solid Oxygen // Phys. Rev. Lett.. — 2006. — Т. 97. — С. 085503. — doi:10.1103/PhysRevLett.97.085503.
Lars F. Lundegaard, Gunnar Weck, Malcolm I. McMahon, Serge Desgreniers, Paul Loubeyre. Observation of an O₈ molecular lattice in the ε phase of solid oxygen (англ.) // Nature. — 2006. — Vol. 443. — P. 201—204. — doi:10.1038/nature05174.
Margaret-Jane Crawford и Thomas M. Klapötke. The trifluorooxonium cation, OF₃⁺ (англ.) // Journal of Fluorine Chemistry. — 1999. — Vol. 99, iss. 2. — P. 151—156. — doi:10.1016/S0022-1139(99)00139-6.
Curie P., Curie M. Effets chimiques produits par les rayons de Becquerel (фр.) // Comptes rendus de l'Académie des Sciences : magazine. — 1899. — Vol. 129. — P. 823—825.
Радиационная химия // Энциклопедический словарь юного химика. 2-е изд. / Сост. В. А. Крицман, В. В. Станцо. — М.: Педагогика, 1990. — С. 200. — ISBN 5-7155-0292-6.
Руководство для врачей скорой помощи / Михайлович В. А. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.: Медицина, 1990. — С. 28—33. — 544 с. — 120 000 экз. — ISBN 5-225-01503-4.
Food-Info.net: E-numbers: E948 : Oxygen.
Вредные химические вещества: Неорганические соединения элементов V—VIII групп. Справочник. — Л., 1989. — С. 150—170

Литература

Кислород / Зломанов В. П. // Киреев — Конго. — М. : Большая российская энциклопедия, 2009. — С. 59. — (Большая российская энциклопедия : [в 35 т.] / гл. ред. Ю. С. Осипов ; 2004—2017, т. 14). — ISBN 978-5-85270-345-3.
Рябин В. А., Остроумов М. А., Свит Т. Ф. Термодинамические свойства веществ. Справочник. — Л.: Химия, 1977. — 392 с.

Из БРЭ:

Saunders N. Oxygen and the elements of group 16. Oxf., 2003. (англ.)
Дроздов А. А., Зломанов В. П., Мазо Г. Н., Спиридонов Ф. М. Неорганическая химия. М., 2004. Т. 2.
Шрайвер Д., Эткинс П. Неорганическая химия. М., 2004. Т. 1-2.

Ссылки

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.

[range-1] Указан диапазон значений атомной массы в связи с неоднородностью распространения изотопов в природе.

[iupac_atomic_weights-2] Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047—1078. — doi:10.1351/PAC-REP-13-03-02.

[ХЭ-3] Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387. — 671 с. — 100 000 экз.

[4] Дикислород // Большая Энциклопедия Нефти Газа

[5] J. Priestley, Experiments and Observations on Different Kinds of Air, 1776.

[6] W. Ramsay, The Gases of the Atmosphere (the History of Their Discovery), Macmillan and Co, London, 1896.

[Хим-7] Кнунянц И. Л. и др. Химическая энциклопедия. — Москва: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387—389. — 671 с. — 100 000 экз.

[Угай-8] Я. А. Угай. Общая и неорганическая химия. — Москва: Высшая школа, 1997. — С. 432—435. — 527 с.

[9] Crowe, S. A.; Døssing, L. N.; Beukes, N. J.; Bau, M.; Kruger, S. J.; Frei, R.; Canfield, D. E. Atmospheric oxygenation three billion years ago (англ.). — Nature, 2013. — Iss. 501, no. 7468. — P. 535—538. — doi:10.1038/nature12426. — PMID 24067713.

[10] Campbell, Neil A.; Reece, Jane B. Biology, 7th Edition. — San Francisco: Pearson – Benjamin Cummings, 2005. — С. 522–23. — ISBN 0-8053-7171-0.

[11] Freeman, Scott. Biological Science, 2nd. — Upper Saddle River, NJ: Pearson – Prentice Hall, 2005. — P. 214, 586. — ISBN Biological Science, 2nd.

[12] Berner, Robert A. Atmospheric oxygen over Phanerozoic time. — Proceedings of the National Academy of Sciences of the USA, 1999. — doi:10.1073/pnas.96.20.10955. — PMID 10500106.

[13] Butterfield, N. J. Oxygen, animals and oceanic ventilation: An alternative view (англ.). — Geobiology, 2009. — Iss. 7, no. 1. — P. 1—7. — doi:10.1111/j.1472-4669.2009.00188.x. — PMID 19200141.

[14] «Лёгкие планеты» находятся в океане

[15] Образование кислорода в природе и получение его в технике. © Зооинженерный факультет МСХА

[16] Dole, Malcolm. The Journal of General Physiology (англ.). — 1965. — Iss. 49, no. 1. — doi:10.1085/jgp.49.1.5. — PMID 5859927.

[17] ТАСС: Наука — Учёные: кислород в атмосфере Земли появился на 800 млн лет раньше, чем считалось ранее

[_6afb12329293f6ac-18] Рябин В. А. и др., Термодинамические свойства веществ, 1977, с. 127.

[ICSD-19] Inorganic Crystal Structure Database

[20] Yu. A. Freiman, H. J. Jodl. Solid oxygen // Physics Reports. — 2004. — Т. 401, № 1—4. — С. 1—228. — doi:10.1016/j.physrep.2004.06.002.

[21] Hiroshi Fujihisa, Yuichi Akahama, Haruki Kawamura, Yasuo Ohishi, Osamu Shimomura, Hiroshi Yamawaki, Mami Sakashita, Yoshito Gotoh, Satoshi Takeya, and Kazumasa Honda. O₈ Cluster Structure of the Epsilon Phase of Solid Oxygen // Phys. Rev. Lett.. — 2006. — Т. 97. — С. 085503. — doi:10.1103/PhysRevLett.97.085503.

[22] Lars F. Lundegaard, Gunnar Weck, Malcolm I. McMahon, Serge Desgreniers, Paul Loubeyre. Observation of an O₈ molecular lattice in the ε phase of solid oxygen (англ.) // Nature. — 2006. — Vol. 443. — P. 201—204. — doi:10.1038/nature05174.

[23] Margaret-Jane Crawford и Thomas M. Klapötke. The trifluorooxonium cation, OF₃⁺ (англ.) // Journal of Fluorine Chemistry. — 1999. — Vol. 99, iss. 2. — P. 151—156. — doi:10.1016/S0022-1139(99)00139-6.

[24] Curie P., Curie M. Effets chimiques produits par les rayons de Becquerel (фр.) // Comptes rendus de l'Académie des Sciences : magazine. — 1899. — Vol. 129. — P. 823—825.

[Slovar-25] Радиационная химия // Энциклопедический словарь юного химика. 2-е изд. / Сост. В. А. Крицман, В. В. Станцо. — М.: Педагогика, 1990. — С. 200. — ISBN 5-7155-0292-6.

[SMP-26] Руководство для врачей скорой помощи / Михайлович В. А. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.: Медицина, 1990. — С. 28—33. — 544 с. — 120 000 экз. — ISBN 5-225-01503-4.

[27] Food-Info.net: E-numbers: E948 : Oxygen.

[28] Вредные химические вещества: Неорганические соединения элементов V—VIII групп. Справочник. — Л., 1989. — С. 150—170

Словари и энциклопедии	Большая каталанская Большая норвежская Большая российская Брокгауза и Ефрона Малый Брокгауза и Ефрона Britannica (онлайн) Brockhaus Treccani Universalis
В библиографических каталогах	BNE: XX534245 BNF: 11977353d GND: 4051803-6 LCCN: sh85096329 NDL: 00570181