Kisik

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Pojdi na navigacijo Pojdi na iskanje
Kisik
Dušik | Fluor
osem O

S
ВодородГелийЛитийБериллийБорУглеродАзотКислородФторНеонНатрийМагнийАлюминийКремнийФосфорСераХлорАргонКалийКальцийСкандийТитанВанадийХромМарганецЖелезоКобальтНикельМедьЦинкГаллийГерманийМышьякСеленБромКриптонРубидийСтронцийИттрийЦирконийНиобийМолибденТехнецийРутенийРодийПалладийСереброКадмийИндийОловоСурьмаТеллурИодКсенонЦезийБарийЛантанЦерийПразеодимНеодимПрометийСамарийЕвропийГадолинийТербийДиспрозийГольмийЭрбийТулийИттербийЛютецийГафнийТанталВольфрамРенийОсмийИридийПлатинаЗолотоРтутьТаллийСвинецВисмутПолонийАстатРадонФранцийРадийАктинийТорийПротактинийУранНептунийПлутонийАмерицийКюрийБерклийКалифорнийЭйнштейнийФермийМенделевийНобелийЛоуренсийРезерфордийДубнийСиборгийБорийХассийМейтнерийДармштадтийРентгенийКоперницийНихонийФлеровийМосковийЛиверморийТеннессинОганесонPeriodični sistem elementov
8 O
Cubic.svg
Elektronska lupina 008 Oxygen.svg
Videz preproste snovi
Brezbarven plin brez okusa in vonja;
modrikasta tekočina
(pri nizkih temperaturah)
Tekoči kisik v čaši 4.jpg
Tekoči kisik
Lastnosti atoma
Ime, simbol, številka Kisik (kisik) (O), 8
Atomska masa
( molarna masa )
[15,99903; 15,99977] [ kom. 1] [1] a. e.m. ( g / mol )
Elektronska konfiguracija [On] 2s 2 2p 4
Polmer atoma 60 (48) zvečer
Kemijske lastnosti
Kovalentni polmer 73 zvečer
Ionski polmer 132 (-2e) popoldan
Elektronegativnost 3,44 (Paulingova lestvica)
Potencial elektrode 0
Oksidacijska stanja –2, –1 , –1 , –⅓ , 0, ½, +1, +2
Ionizacijska energija
(prvi elektron)
1313,1 (13,61) kJ / mol ( eV )
Termodinamične lastnosti preproste snovi
Termodinamična faza plin
Gostota (na št. ) 0,00142897 g / cm³
Temperatura taljenja 54,8 K (-218,35 °C)
Temperatura vrelišča 90,19 K (-182,96 °C)
Ud. fuzijska toplota 0,444 kJ / mol
Ud. toplota izhlapevanja 3,4099 kJ / mol
Molarna toplotna zmogljivost 29,4 [2] J / (K · mol)
Molarni volumen 22,4⋅10 3 cm ³ / mol
Kristalna mreža preproste snovi
Rešetkasta struktura monoklinika
Parametri rešetke a = 5,403 b = 3,429 c = 5,086 β = 135,53 Å
Debye temperatura 155 K
Druge značilnosti
Toplotna prevodnost (300 K) 0,027 W / (m K)
Emisijski spekter
Spekter kisika.jpg
osem
Kisik
O
15.999
2s 2 2p 4

Kisik ( O , latinsko kisikij ) je kemični element 16. skupine (po zastareli kratki obliki periodnega sistema spada v glavno podskupino skupine VI oz. v skupino VIA), drugo obdobje periodnega sistema , z atomsko številko 8. Kisik je reaktivna nekovina , je najlažji element halkogenske skupine. Kot preprosta snov v normalnih pogojih je plin brez barve, okusa in vonja, katerega molekula je sestavljena iz dveh atomov kisika (formula O 2 ), zato ga imenujemo tudi diokisik [3] . Tekoči kisik ima svetlo modro barvo, medtem ko je trdni kisik svetlo moder kristal.

Obstajajo tudi druge alotropne oblike kisika, na primer ozon - v normalnih pogojih je modri plin s specifičnim vonjem, katerega molekula je sestavljena iz treh atomov kisika (formula O 3 ).

Zgodovina odkritij

Uradno velja [4] [5], da je kisik odkril angleški kemik Joseph Priestley 1. avgusta 1774 z razgradnjo živosrebrovega oksida v hermetično zaprti posodi (Priestley je sončne žarke na to spojino usmeril z močno lečo).

Vendar Priestley sprva ni razumel, da je odkril novo preprosto snov , verjel je, da je izoliral enega od sestavnih delov zraka (in je ta plin imenoval "deflogisticirani zrak"). Priestley je o svojem odkritju poročal izjemnemu francoskemu kemiku Antoinu Lavoisierju . Leta 1775 je A. Lavoisier ugotovil, da je kisik sestavni del zraka, kislin in ga vsebujejo številne snovi.

Nekaj ​​let prej (leta 1771 ) je kisik pridobil švedski kemik Karl Scheele . Z žveplovo kislino je žgal nitrat in nato razkrojil nastali dušikov oksid . Scheele je ta plin poimenoval "ognjeni zrak" in svoje odkritje opisal v knjigi, objavljeni leta 1777 (prav zato, ker je knjiga izšla pozneje, kot je Priestley napovedal svoje odkritje, slednji velja za odkritelja kisika). Svojo izkušnjo je z Lavoisierjem delil tudi Scheele.

Pomembna faza, ki je prispevala k odkritju kisika, je bilo delo francoskega kemika Pierra Bayenna , ki je objavil delo o oksidaciji živega srebra in kasnejši razgradnji njegovega oksida.

Končno je A. Lavoisier končno razumel naravo nastalega plina z uporabo informacij Priestleyja in Scheela. Njegovo delo je bilo izjemnega pomena, saj je bila po njeni zaslugi podrta teorija flogistona , ki je takrat prevladovala in je ovirala razvoj kemije. Lavoisier je izvedel poskus zgorevanja različnih snovi in ​​ovrgel teorijo flogistona ter objavil rezultate o teži zgorelih elementov. Teža pepela je presegla začetno težo elementa, kar je Lavoisierju dalo pravico trditi, da med zgorevanjem pride do kemične reakcije (oksidacije) snovi, zato se masa prvotne snovi poveča, kar ovrže teorijo flogistona.

Tako si zasluge odkritja kisika dejansko delijo Priestley, Scheele in Lavoisier.

izvor imena

Beseda kisik (v začetku 19. stoletja se je še vedno imenovala "kisla voda") se v ruščini do neke mere dolguje MV Lomonosovu , ki je skupaj z drugimi neologizmi uvedel besedo "kislina"; Tako je beseda "kisik", po drugi strani, je bilo sledenje od izraza "kisika" ( fr. Oxygene), ki jo zastopata A. Lavoisier spremembe (iz starogrške ὀξύς - "kislo" in γεννάω - "roditi"), ki je prevedeno kot " Ustvarjanje kisline ", kar je povezano z njenim prvotnim pomenom - " kislina ", kar je prej pomenilo snovi, imenovane oksidi po sodobni mednarodni nomenklaturi .

Biti v naravi

Kopičenje O 2 v Zemljini atmosferi . Zeleni graf je spodnja ocena ravni kisika, rdeči pa zgornja ocena.
1 . (pred 3,85-2,45 milijarde let) - O 2 ni bil proizveden
2 . (pred 2,45-1,85 milijarde let) - O 2 so proizvajali, vendar so ga absorbirale kamnine oceana in morskega dna
3 . (pred 1,85-0,85 milijarde let) - O 2 zapusti ocean, vendar se porabi med oksidacijo kamnin na kopnem in med nastankom ozonske plasti
4 . (pred 0,85-0,54 milijarde let) - vse kamnine na kopnem so oksidirane, v ozračju se začne kopičenje O 2
5 . (pred 0,54 milijarde let - do danes) - v sodobnem obdobju se je vsebnost O 2 v ozračju stabilizirala

Kisik je najpogostejši element v zemeljski skorji, njegov delež (v sestavi različnih spojin, predvsem silikatov ) predstavlja približno 47 % mase trdne zemeljske skorje . Morske in sladke vode vsebujejo ogromno vezanega kisika - 85,82 % (po masi). Več kot 1500 spojin zemeljske skorje v svoji sestavi vsebuje kisik [6] .

V ozračju je vsebnost prostega kisika 20,95 % prostornine in 23,10 % mase (približno 10 15 ton [7] ). Toda pred pojavom prvih fotosintetskih mikrobov v Arheju pred 3,5 milijarde let, je bil v ozračju praktično odsoten. Prosti kisik v velikih količinah se je začel pojavljati v paleoproterozoju (pred 3-2,3 milijarde let) kot posledica globalne spremembe v sestavi ozračja ( kisikova katastrofa ). V prvih milijardah let je skoraj ves kisik absorbiralo železo, raztopljeno v oceanih, in tvorilo usedline jaspilita . Pred 3-2,7 milijardami let se je kisik začel sproščati v ozračje in je pred 1,7 milijardami let dosegel 10 % trenutne ravni [8] [9] .

Prisotnost velike količine raztopljenega in prostega kisika v oceanih in ozračju je povzročila izumrtje večine anaerobnih organizmov. Vendar pa je celično dihanje s kisikom omogočilo aerobnim organizmom, da proizvedejo veliko več ATP kot anaerobni organizmi, zaradi česar so postali prevladujoči [10] .

Od začetka kambrija pred 540 milijoni let se je vsebnost kisika gibala od 15 do 30 % prostornine [11] . Do konca obdobja karbona (pred približno 300 milijoni let) je njegova raven dosegla največ 35 % prostornine, kar je morda prispevalo k veliki velikosti žuželk in dvoživk v tem času [12] .

Večino kisika na Zemlji sprosti fitoplankton Svetovnega oceana. Približno 60 % kisika, ki ga porabijo živa bitja, se porabi za procese gnitja in razgradnje, 80 % kisika, ki ga proizvedejo gozdovi, porabi za gnitje in razgradnjo gozdne vegetacije [13] .

Človeške dejavnosti imajo zelo majhen vpliv na količino prostega kisika v ozračju [14] [ ni v viru ] . Pri trenutni stopnji fotosinteze bo trajalo približno 2000 let, da se obnovi ves kisik v atmosferi [15] .

Kisik je del številnih organskih snovi in ​​je prisoten v vseh živih celicah. Po številu atomov v živih celicah je približno 25 %, po masnem deležu - približno 65 % [6] .

Leta 2016 so danski znanstveniki dokazali, da je bil prosti kisik del ozračja že pred 3,8 milijarde let [16] .

Prejemanje

Destilacija tekočega zraka

Trenutno se kisik v industriji pridobiva iz zraka. Glavna industrijska metoda za proizvodnjo kisika je kriogena rektifikacija . Poznane in se v industriji uspešno uporabljajo tudi kisikove naprave, ki delujejo na osnovi membranske tehnologije, pa tudi na principu adsorpcije.

Laboratoriji uporabljajo industrijski kisik, ki se dobavlja v jeklenih jeklenkah pod tlakom približno 15 MPa .

Razgradnja oksigenatov

Majhne količine kisika lahko pridobimo s segrevanjem kalijevega permanganata KMnO 4 :

Uporablja se tudi reakcija katalitične razgradnje vodikovega peroksida H 2 O 2 v prisotnosti manganovega (IV) oksida :

Kisik lahko pridobimo s katalitično razgradnjo kalijevega klorata ( bertoletove soli ) KClO 3 :

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

Elektroliza vodnih raztopin

Laboratorijske metode za pridobivanje kisika vključujejo metodo elektrolize razredčenih vodnih raztopin alkalij, kislin in nekaterih soli (sulfati, nitrati alkalijskih kovin):

Reakcija peroksidnih spojin z ogljikovim dioksidom

V podmornicah in orbitalnih postajah se običajno proizvaja z reakcijo natrijevega peroksida in ogljikovega dioksida, ki ga izdihnejo ljudje:

Za vzdrževanje ravnovesja volumnov absorbiranega ogljikovega dioksida in sproščenega kisika se mu doda kalijev superoksid . Vesoljska plovila včasih uporabljajo litijev peroksid za zmanjšanje teže.

Fizične lastnosti

V oceanih je koncentracija raztopljenega O 2 višja v hladnih vodah, manjša v toplih vodah.

V normalnih pogojih je kisik brezbarven plin brez okusa in vonja.

1 liter tega v normalnih pogojih ima maso 1,429 g , torej malo težji od zraka . Rahlo topen v vodi ( 4,9 ml / 100 g pri 0 °C, 2,09 ml / 100 g pri +50 °C) in alkoholu (2,78 ml / 100 g pri +25 °C). Dobro se raztopi v staljenem srebru (22 volumnov O 2 v 1 volumnu Ag pri +961 ° C). Dobro se raztopi v perfluoriranih ogljikovodikih (20-40 vol%) .

Medatomska razdalja je 0,12074 nm. Je paramagnetik . V tekoči obliki ga privlači magnet.

Ko se plinasti kisik segreje, pride do njegove reverzibilne disociacije na atome, koncentracija disociiranih atomov v zmesi pri +2000 ° C je 0,03%, pri +2600 ° C - 1%, +4000 ° C - 59%, +6000 ° C - 99,5 %.

Tekoči kisik vre pri tlaku 101,325 kPa pri temperaturi -182,98 °C in je bledo modra tekočina . Kritična temperatura kisika je 154,58 K (-118,57 °C), kritični tlak je 4,882 MPa [17] .

Trden kisik (tališče -218,35 ° C) - modri kristali .

Znanih je 6 kristalnih faz , od katerih tri obstajajo pri tlaku 1 atm .:

  • α- О 2 - obstaja pri temperaturah pod 23,65 K; svetlo modri kristali pripadajo monokliničnemu sistemu , celični parametri a = 5,403 Å, b = 3,429 Å, c = 5,086 Å; β = 132,53 ° [18] .
  • β -O 2 - obstaja v temperaturnem območju od 23,65 do 43,65 K; bledo modri kristali (z naraščajočim pritiskom se barva spremeni v rožnato) imajo romboedrično mrežo, celični parametri a = 4,21 Å, α = 46,25 ° [18] .
  • γ -O 2 - obstaja pri temperaturah od 43,65 do 54,21 K; bledo modri kristali imajo kubično simetrijo , obdobje mreže a = 6,83 Å [18] .

Pri visokih tlakih obstajajo še tri faze:

  • δ -O 2 - temperaturno območje 20-240 K in tlak 6-8 GPa , oranžni kristali;
  • ε -faza, vsebuje molekule O 4 [19] ali O 8 [20] [21] , obstaja pri tlakih od 10 do 96 GPa, barva kristalov od temno rdeče do črne, monoklinski sistem;
  • ζ -O n - tlak več kot 96 GPa, kovinsko stanje z značilnim kovinskim sijajem, pri nizkih temperaturah preide v superprevodno stanje.

Kemijske lastnosti

Močan oksidant, ki je po fluoru najbolj aktivna nekovina, tvori binarne spojine ( okside ) z vsemi elementi razen helija , neona , argona , fluora (s fluorom kisik tvori kisikov fluorid , saj je fluor bolj elektronegativen kot kisik). Najpogostejše oksidacijsko stanje je -2. Praviloma oksidacijska reakcija poteka s sproščanjem toplote in se pospešuje z naraščanjem temperature (glej Zgorevanje ). Primer reakcij, ki potekajo pri sobni temperaturi:

Oksidirajo spojine, ki vsebujejo elemente z nemaksimalnim oksidacijskim stanjem:

Oksidira večino organskih spojin v reakcijah zgorevanja :

Pod določenimi pogoji je mogoče izvesti blago oksidacijo organske spojine:

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