Kisik

Iz Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na navigaciju Idi na pretragu
Kisik
Dušik | Fluor
osam O

S
ВодородГелийЛитийБериллийБорУглеродАзотКислородФторНеонНатрийМагнийАлюминийКремнийФосфорСераХлорАргонКалийКальцийСкандийТитанВанадийХромМарганецЖелезоКобальтНикельМедьЦинкГаллийГерманийМышьякСеленБромКриптонРубидийСтронцийИттрийЦирконийНиобийМолибденТехнецийРутенийРодийПалладийСереброКадмийИндийОловоСурьмаТеллурИодКсенонЦезийБарийЛантанЦерийПразеодимНеодимПрометийСамарийЕвропийГадолинийТербийДиспрозийГольмийЭрбийТулийИттербийЛютецийГафнийТанталВольфрамРенийОсмийИридийПлатинаЗолотоРтутьТаллийСвинецВисмутПолонийАстатРадонФранцийРадийАктинийТорийПротактинийУранНептунийПлутонийАмерицийКюрийБерклийКалифорнийЭйнштейнийФермийМенделевийНобелийЛоуренсийРезерфордийДубнийСиборгийБорийХассийМейтнерийДармштадтийРентгенийКоперницийНихонийФлеровийМосковийЛиверморийТеннессинОганесонPeriodni sustav elemenata
8 O
Cubic.svg
Elektronska školjka 008 Kisik.svg
Izgled jednostavne tvari
Plin bez boje, okusa i mirisa;
plavkasta tekućina
(na niskim temperaturama)
Tekući kisik u čaši 4.jpg
Tekući kisik
Svojstva atoma
Ime, simbol, broj Kisik (kisik) (O), 8
Atomska masa
( molarna masa )
[15,99903; 15,99977] [kom 1] [1] a. e.m. ( g / mol )
Elektronička konfiguracija [On] 2s 2 2p 4
Radijus atoma 60 (48) sati
Kemijska svojstva
Kovalentni polumjer 73 sati
Ionski radijus 132 (-2e) popodne
Elektronegativnost 3,44 (Paulingova skala)
Potencijal elektrode 0
Oksidacijska stanja –2, –1 , –1 , –⅓ , 0, ½, +1, +2
Energija ionizacije
(prvi elektron)
1313,1 (13,61) kJ / mol ( eV )
Termodinamička svojstva jednostavne tvari
Termodinamička faza plin
Gustoća (na br. ) 0,00142897 g / cm³
Temperatura taljenja 54,8 K (-218,35 ° C)
Temperatura vrenja 90,19 K (-182,96 °C)
Ud. toplina fuzije 0,444 kJ/mol
Ud. toplina isparavanja 3,4099 kJ / mol
Molarni toplinski kapacitet 29,4 [2] J / (K · mol)
Molarni volumen 22,4⋅10 3 cm ³ / mol
Kristalna rešetka jednostavne tvari
Rešetkasta struktura monoklinika
Parametri rešetke a = 5,403 b = 3,429 c = 5,086 β = 135,53 Å
Debye temperatura 155 K
Ostale karakteristike
Toplinska vodljivost (300 K) 0,027 W / (m K)
Emisioni spektar
Spektar kisika.jpg
osam
Kisik
O
15.999
2s 2 2p 4

Kisik ( O , latinski kisikij ) je kemijski element 16. skupine (prema zastarjelom kratkom obliku periodnog sustava pripada glavnoj podskupini grupe VI, odnosno skupini VIA), drugog razdoblja periodnog sustava , s atomskim brojem 8. Kisik je reaktivni nemetal , najlakši je element halkogene skupine. Kao jednostavan tvari pod normalnim uvjetima, to je bezbojan, bez mirisa i okusa plin je od molekula koje se sastoji od dva kisikova atoma (formula 2), O, i stoga se također naziva dikisika [3] . Tekući kisik ima svijetloplavu boju, dok je čvrsti kisik svijetloplavi kristal.

Postoje i drugi alotropni oblici kisika, na primjer, ozon – u normalnim uvjetima, plavi plin specifičnog mirisa, čija se molekula sastoji od tri atoma kisika (formula O 3 ).

Povijest otkrića

Službeno se vjeruje [4] [5] da je kisik otkrio engleski kemičar Joseph Priestley 1. kolovoza 1774. razlaganjem živinog oksida u hermetički zatvorenoj posudi (Priestley je snažnom lećom usmjerio sunčeve zrake na ovaj spoj).

Međutim, Priestley u početku nije shvatio da je otkrio novu jednostavnu tvar , vjerovao je da je izolirao jedan od sastavnih dijelova zraka (i nazvao je ovaj plin "deflogisticiranim zrakom"). Priestley je svoje otkriće prijavio izvanrednom francuskom kemičaru Antoineu Lavoisieru . Godine 1775. A. Lavoisier je ustanovio da je kisik sastavni dio zraka, kiselina i da se nalazi u mnogim tvarima.

Nekoliko godina ranije ( 1771. ) kisik je dobio švedski kemičar Karl Scheele . Kalcinirao je nitrat sumpornom kiselinom i potom razgradio nastali dušikov oksid . Scheele je ovaj plin nazvao "vatrenim zrakom" i opisao svoje otkriće u knjizi objavljenoj 1777. (upravo zato što je knjiga objavljena kasnije nego što je Priestley najavio svoje otkriće, potonji se smatra otkrićem kisika). Scheele je također podijelio svoje iskustvo s Lavoisierom.

Važna faza koja je pridonijela otkriću kisika bio je rad francuskog kemičara Pierrea Bayennea , koji je objavio rad o oksidaciji žive i kasnijoj razgradnji njezina oksida.

Konačno, A. Lavoisier je konačno shvatio prirodu nastalog plina, koristeći informacije Priestleya i Scheelea. Njegov rad bio je od ogromne važnosti, jer je zahvaljujući njoj srušena teorija flogistona , koja je u to vrijeme dominirala i kočila razvoj kemije. Lavoisier je proveo pokus izgaranja raznih tvari i opovrgnuo teoriju flogistona, objavivši rezultate o težini spaljenih elemenata. Težina pepela premašila je početnu težinu elementa, što je Lavoisieru dalo pravo tvrditi da se tijekom izgaranja događa kemijska reakcija (oksidacija) tvari, pa se stoga povećava masa izvorne tvari, što pobija teoriju flogistona.

Dakle, zasluge za otkriće kisika zapravo dijele Priestley, Scheele i Lavoisier.

porijeklo imena

Riječ kisik (na početku 19. stoljeća još se zvala "kisela voda") u ruskom jeziku donekle duguje svoju pojavu MV Lomonosovu , koji je, zajedno s drugim neologizmima , uveo riječ "kiselina"; tako je riječ "kisik" zauzvrat bila trasiranje izraza " kisik " ( fr. oxygène ), koji je predložio A. Lavoisier (od starogrčkog ὀξύς - "kiseo" i γεννάω - "rađati"), što je prevedeno kao " generiranje kiseline ", što je povezano s njegovim izvornim značenjem - " kiselina ", što je prije značilo tvari zvane oksidi u modernoj međunarodnoj nomenklaturi .

Biti u prirodi

Akumulacija O 2 u Zemljinoj atmosferi . Zeleni grafikon je donja procjena razine kisika, crveni je gornja procjena.
1 . (prije 3,85-2,45 milijardi godina) - O 2 nije proizveden
2 . (prije 2,45-1,85 milijardi godina) - O 2 je proizveden, ali ga je apsorbirao ocean i stijene morskog dna
3 . (prije 1,85-0,85 milijardi godina) - O 2 napušta ocean, ali se troši tijekom oksidacije stijena na kopnu i tijekom formiranja ozonskog omotača
4 . (prije 0,85-0,54 milijardi godina) - sve stijene na kopnu su oksidirane, akumulacija O 2 počinje u atmosferi
5 . (prije 0,54 milijarde godina - do danas) - moderno razdoblje, sadržaj O 2 u atmosferi se stabilizirao

Kisik je najzastupljeniji element u zemljinoj kori; njegov udio (u sastavu raznih spojeva, uglavnom silikata ) čini oko 47% mase čvrstezemljine kore . Morske i slatke vode sadrže ogromnu količinu vezanog kisika - 85,82% (po masi). Više od 1500 spojeva zemljine kore u svom sastavu sadrži kisik [6] .

U atmosferi je sadržaj slobodnog kisika 20,95 % po volumenu i 23,10 % po masi (oko 10 15 tona [7] ). Međutim, prije pojave prvih fotosintetskih mikroba u Arheju prije 3,5 milijardi godina, praktički ga nije bilo u atmosferi. Slobodni kisik u velikim količinama počeo se pojavljivati ​​u paleoproterozoju (prije 3-2,3 milijarde godina) kao rezultat globalne promjene sastava atmosfere ( kisekova katastrofa ). Tijekom prvih milijardu godina, gotovo sav kisik apsorbirao je željezo otopljeno u oceanima i formiralo naslage jaspilita . Prije 3-2,7 milijardi godina kisik se počeo ispuštati u atmosferu i prije 1,7 milijardi godina dosegao je 10% sadašnje razine [8] [9] .

Prisutnost velike količine otopljenog i slobodnog kisika u oceanima i atmosferi dovela je do izumiranja većine anaerobnih organizama. Međutim, stanično disanje kisikom omogućilo je aerobnim organizmima da proizvode mnogo više ATP-a od anaerobnih, što ih čini dominantnim [10] .

Od početka kambrija prije 540 Ma, sadržaj kisika kretao se od 15% do 30% volumena [11] . Do kraja karbonskog razdoblja (prije oko 300 milijuna godina), njegova je razina dosegla maksimalnih 35% volumena, što je možda pridonijelo velikoj veličini kukaca i vodozemaca u to vrijeme [12] .

Većinu kisika na Zemlji oslobađa fitoplankton Svjetskog oceana. Oko 60% kisika koji koriste živa bića troši se na procese truljenja i razgradnje, 80% kisika koji proizvode šume troši se na truljenje i razgradnju šumske vegetacije [13] .

Ljudske aktivnosti imaju vrlo mali utjecaj na količinu slobodnog kisika u atmosferi [14] [ nije u izvoru ] . Pri trenutnoj brzini fotosinteze, trebat će oko 2000 godina da se obnovi sav kisik u atmosferi [15] .

Kisik je dio mnogih organskih tvari i prisutan je u svim živim stanicama. Po broju atoma u živim stanicama iznosi oko 25%, po masenom udjelu - oko 65% [6] .

Danski znanstvenici su 2016. dokazali da je slobodni kisik bio dio atmosfere još prije 3,8 milijardi godina [16] .

Primanje

Destilacija tekućeg zraka

Trenutno se u industriji kisik dobiva iz zraka. Glavna industrijska metoda za proizvodnju kisika je kriogena rektifikacija . Također su poznata i uspješno korištena u industriji postrojenja kisika koja rade na bazi membranske tehnologije, kao i na principu adsorpcije.

Laboratoriji koriste industrijski kisik koji se dovodi u čelične boce pod tlakom od oko 15 MPa .

Razgradnja oksigenata

Male količine kisika mogu se dobiti zagrijavanjem kalijevog permanganata KMnO 4 :

Također se koristi reakcija katalitičke razgradnje vodikovog peroksida H 2 O 2 u prisutnosti mangan (IV) oksida :

Kisik se može dobiti katalitičkom razgradnjom kalijevog klorata ( bertoletova sol ) KClO 3 :

Razgradnja živinog (II) oksida (pri t = 100 °C) bila je prva metoda za sintezu kisika:

Elektroliza vodenih otopina

Laboratorijske metode za proizvodnju kisika uključuju metodu elektrolize razrijeđenih vodenih otopina lužina, kiselina i nekih soli (sulfati, nitrati alkalnih metala):

Reakcija peroksidnih spojeva s ugljičnim dioksidom

U podmornicama i orbitalnim postajama obično nastaje reakcijom natrijevog peroksida i ugljičnog dioksida koji ljudi izdahnu:

Kako bi se održala ravnoteža volumena apsorbiranog ugljičnog dioksida i oslobođenog kisika, dodaje mu se kalijev superoksid . Svemirske letjelice ponekad koriste litijev peroksid za smanjenje težine.

Fizička svojstva

U oceanima je koncentracija otopljenog O 2 veća u hladnim vodama, a manja u toplim vodama.

Pod normalnim uvjetima, kisik je bezbojan, bez mirisa i okusa plina .

1 litra toga u normalnim uvjetima ima masu od 1,429 g , odnosno malo je teže od zraka . Slabo topiv u vodi ( 4,9 ml / 100 g na 0 °C, 2,09 ml / 100 g na +50 °C) i alkoholu (2,78 ml / 100 g na +25 °C). Dobro se otapa u rastaljenom srebru (22 volumena O 2 u 1 volumenu Ag na +961 °C). Dobro se otapa u perfluoriranim ugljikovodicima (20-40 vol%) .

Međuatomska udaljenost je 0,12074 nm. To je paramagnetik . U tekućem obliku privlači ga magnet.

Kada se plinoviti kisik zagrijava, dolazi do njegove reverzibilne disocijacije na atome, koncentracija disociranih atoma u smjesi na +2000 °C je 0,03%, na +2600 °C - 1%, +4000 °C - 59%, +6000 ° C - 99,5 %.

Tekući kisik vrije pri tlaku od 101,325 kPa na temperaturi od -182,98 °C i blijedoplava je tekućina . Kritična temperatura kisika je 154,58 K (-118,57 °C), kritični tlak je 4,882 MPa [17] .

Kruti kisik (točka tališta −218,35 ° C) - plavi kristali .

Postoji 6 poznatih kristalnih faza , od kojih tri postoje pri tlaku od 1 atm .:

  • α- O 2 - postoji na temperaturama ispod 23,65 K; svijetloplavi kristali pripadaju monoklinskom sustavu , parametri stanice a = 5,403 Å, b = 3,429 Å, c = 5,086 Å; β = 132,53 ° [18] .
  • β -O 2 - postoji u temperaturnom rasponu od 23,65 do 43,65 K; blijedoplavi kristali (s povećanjem pritiska, boja prelazi u ružičastu) imaju romboedarsku rešetku, parametri stanice a = 4,21 Å, α = 46,25 ° [18] .
  • γ -O 2 - postoji na temperaturama od 43,65 do 54,21 K; blijedoplavi kristali imaju kubičnu simetriju , period rešetke a = 6,83 Å [18] .

Pri visokim pritiscima postoje još tri faze:

  • δ -O 2 - temperaturno područje 20-240 K i tlak 6-8 GPa , narančasti kristali;
  • ε -faza, sadrži molekule O 4 [19] ili O 8 [20] [21] , postoji pri tlakovima od 10 do 96 GPa, boja kristala od tamnocrvene do crne, monoklinski sustav;
  • ζ -O n - tlak veći od 96 GPa, metalno stanje s karakterističnim metalnim sjajem, pri niskim temperaturama prelazi u supravodljivo stanje.

Kemijska svojstva

Jako oksidacijsko sredstvo, najaktivniji nemetal nakon fluora, tvori binarne spojeve ( okside ) sa svim elementima osim helija , neona , argona , fluora (s fluorom kisik tvori kisikov fluorid , budući da je fluor elektronegativniji od kisika). Najčešće oksidacijsko stanje je -2. U pravilu, reakcija oksidacije se odvija oslobađanjem topline i ubrzava se s povećanjem temperature (vidi Izgaranje ). Primjer reakcija koje se odvijaju na sobnoj temperaturi:

Oksidira spojeve koji sadrže elemente s nemaksimalnim oksidacijskim stanjem:

Oksidira većinu organskih spojeva u reakcijama izgaranja :

Pod određenim uvjetima moguće je provesti blagu oksidaciju organskog spoja:

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.

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

В этой реакции кислород проявляет восстановительные свойства.

Фториды кислорода

  • Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O 3 F 2 , O 4 F 2 , O 5 F 2 и O 6 F 2 .
  • Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона трифтороксония ( англ. ) [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: O 2 и O 3 ( озон ). Как установили в 1899 году Пьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри , под воздействием ионизирующего излучения O 2 переходит в O 3 [23] [24] .

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 15 O 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: 16 O, 17 O и 18 O, 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 16 O связано с тем, что ядро атома 16 O 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 12 O до 28 O. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада , наиболее долгоживущий из них — 15 O с периодом полураспада ~120 секунд. Наиболее краткоживущий изотоп 12 O имеет период полураспада 5,8⋅10 −22 секунд.

См. также

Примечания

Комментарии
  1. Указан диапазон значений атомной массы в связи с неоднородностью распространения изотопов в природе.
Источники
  1. 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 .
  2. Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. — М. : Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387. — 671 с. — 100 000 экз.
  3. Дикислород // Большая Энциклопедия Нефти Газа
  4. J. Priestley, Experiments and Observations on Different Kinds of Air, 1776.
  5. W. Ramsay, The Gases of the Atmosphere (the History of Their Discovery), Macmillan and Co, London, 1896.
  6. 1 2 Кнунянц И. Л. и др. Химическая энциклопедия. — Москва: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387—389. — 671 с. — 100 000 экз.
  7. Я. А. Угай. Общая и неорганическая химия. — Москва: Высшая школа, 1997. — С. 432—435. — 527 с.
  8. Crowe, SA; Døssing, LN; Beukes, NJ; Bau, M.; Kruger, SJ; Frei, R.; Canfield, DE Atmospheric oxygenation three billion years ago (англ.) . — Nature, 2013. — Iss. 501 , no. 7468 . — P. 535—538 . — doi : 10.1038/nature12426 . — PMID 24067713 .
  9. Campbell, Neil A.; Reece, Jane B. Biology, 7th Edition. — San Francisco: Pearson – Benjamin Cummings, 2005. — С. 522–23. — ISBN 0-8053-7171-0 .
  10. Freeman, Scott. Biological Science, 2nd. — Upper Saddle River, NJ: Pearson – Prentice Hall, 2005. — P. 214, 586. — ISBN Biological Science, 2nd.
  11. 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 .
  12. Butterfield, NJ 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 .
  13. «Лёгкие планеты» находятся в океане
  14. Образование кислорода в природе и получение его в технике. © Зооинженерный факультет МСХА
  15. Dole, Malcolm. The Journal of General Physiology (англ.) . — 1965. — Iss. 49 , no. 1 . — doi : 10.1085/jgp.49.1.5 . — PMID 5859927 .
  16. ТАСС: Наука — Учёные: кислород в атмосфере Земли появился на 800 млн лет раньше, чем считалось ранее
  17. Рябин В. А. и др. , Термодинамические свойства веществ, 1977 , с. 127.
  18. 1 2 3 Inorganic Crystal Structure Database
  19. Yu. A. Freiman, HJ Jodl. Solid oxygen // Physics Reports. — 2004. — Т. 401 , № 1—4 . — С. 1—228 . — doi : 10.1016/j.physrep.2004.06.002 .
  20. Hiroshi Fujihisa, Yuichi Akahama, Haruki Kawamura, Yasuo Ohishi, Osamu Shimomura, Hiroshi Yamawaki, Mami Sakashita, Yoshito Gotoh, Satoshi Takeya, and Kazumasa Honda. O 8 Cluster Structure of the Epsilon Phase of Solid Oxygen // Phys. Rev. Lett.. — 2006. — Т. 97 . — С. 085503 . — doi : 10.1103/PhysRevLett.97.085503 .
  21. Lars F. Lundegaard, Gunnar Weck, Malcolm I. McMahon, Serge Desgreniers, Paul Loubeyre. Observation of an O 8 molecular lattice in the ε phase of solid oxygen (англ.) // Nature. — 2006. — Vol. 443 . — P. 201—204 . — doi : 10.1038/nature05174 .
  22. Margaret-Jane Crawford и Thomas M. Klapötke. The trifluorooxonium cation, OF 3 + (англ.) // Journal of Fluorine Chemistry. — 1999. — Vol. 99 , iss. 2 . — P. 151—156 . — doi : 10.1016/S0022-1139(99)00139-6 .
  23. Curie P., Curie M. Effets chimiques produits par les rayons de Becquerel (фр.) // Comptes rendus de l'Académie des Sciences (англ.) : magazine. — 1899. — Vol. 129 . — P. 823—825 .
  24. 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 .
  25. 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 .
  26. Food-Info.net: E-numbers: E948 : Oxygen .
  27. Вредные химические вещества: Неорганические соединения элементов V—VIII групп. Справочник. — Л., 1989. — С. 150—170

Литература

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