Кислород

Запрос «Oxygen» перенаправляется сюда; о других значениях см. Oxygene.

Кислород
← Азот | Фтор →
8 O ↓ S Периодическая система элементов 8O
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] 2s^22p^4 1s^22s^22p^4
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)
Мол. теплота плавления	0,444 кДж/моль
Мол. теплота испарения	3,4099 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	29,4[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём	22,4⋅10^3 см³/моль
Давление насыщенного пара P (Па) 1 10 100 1000 10 000 100 000 при T (К) 61 73 90
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)
Номер CAS	17778-80-2
Эмиссионный спектр
Наиболее долгоживущие изотопы
Основная статья: Изотопы кислорода Изотоп Распростра- нённость Период полураспада Канал распада Продукт распада ^16O 99,76% стабилен - - ^17O 0,04% стабилен - - ^18O 0,20% стабилен - -

8	Кислород
O 15.999
[He] 2s² 2p⁴

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

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 (при низких температурах) имеет светло-голубой цвет, а твёрдый (при низких температурах) 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. Часто можно почувствовать запах озона после грозы. Озон образует озоновый слой в стратосфере, который образуется там за счёт ионизации кислорода ультрафиолетом.

История открытия

Официально считается[4][5], что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём термического разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (для нагрева вещества Пристли направлял на него солнечные лучи сфокусированные большой линзой). Реакция разложения оксида ртути:

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

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 наблюдении 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 также получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал образующийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что эта книга была 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 60 % массы земной коры. В морской и пресной воде содержание связанного кислорода по массе — 85,82 %.

Известно более 1500 минералов, содержащих кислород[6].

В атмосфере концентрация свободного кислорода 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (всего около 10^15 тонн[7]). Однако до появления первых фотосинтезирующих микроорганизмов 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 (эта эпоха получила название кислородная катастрофа). Первый миллиард лет после появления фотосинтезирующих организмов практически весь образующийся кислород поглощался растворёнными в океанах соединениями железа и при этом формировались залежи джеспилита. 3—2,7 млрд лет назад кислород начал накапливаться в атмосфере и 1,7 млрд лет назад его концентрация достигла 10 % от нынешнего уровня[8][9].

Повышение концентрации растворённого кислорода в воде океанов и свободного кислорода в атмосфере привело к вымиранию большинства анаэробных организмов. Но клеточное кислородное дыхание позволило аэробным организмам производить гораздо больше АТФ, чем анаэробным, и сделало их доминирующими организмами[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 концентрация достигла максимума в 35 % по объёму, такое содержание кислорода в воздухе, возможно, способствовало увеличению размеров тела насекомых и земноводных в эту эпоху[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 слабо влияет на количество свободного кислорода в атмосфере[14]^[нет в источнике]. Если кислород в атмосфере исчезнет, то при нынешних темпах фотосинтеза понадобится около 2000 лет, чтобы восстановить его прежнее содержание в атмосфере[15].

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

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

В 2024 году был обнаружен абиогенный источник свободного кислорода, так называемый «тёмный кислород», который производят железомарганцевые конкреции, найденные в глубоких слоях океана, куда не проникает свет, что исключает возможность образования в результате фотосинтеза[17][18].

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[19].

Фазовая диаграмма O₂

Твёрдый кислород (температура плавления −218,35 °C) — синие кристаллы. Всего известно шесть кристаллических фаз кислорода.

Три твёрдые фазы устойчивы при нормальном давлении (1 атм):

• α-О₂ — устойчива при температуре ниже 23,65 K; это ярко-синие кристаллы моноклинной сингонии, параметры ячейки a = 5,403 Å, b = 3,429 Å, c = 5,086 Å; β = 132,53°[20].
• β-O₂ — устойчива в интервале температур от 23,65 до 43,65 K; это бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую кристаллическую решётку, параметры ячейки a = 4,21 Å, α = 46,25°[20].
• γ-O₂ — устойчива при температурах от 43,65 до 54,21 K; бледно-синие кристаллы имеют кубическую кристаллическую решётку, период решётки a=6,83 Å[20].

При высоких давлениях известны ещё три фазы:

• δ-O₂ — устойчива в интервале температур 20—240 K и давление 6—8 ГПа, оранжевые кристаллы;
• ε-O_n — содержит молекулы O₄[21] или O₈[22][23], устойчива при давлении от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов моноклинной сингонии от тёмно-красного до чёрного;
• ζ-O_n — устойчива при давление более 96 ГПа, металлическое состояние имеет характерный металлический блеск, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства

Сильный окислитель, самый химически активный неметалл после фтора, образует бинарные соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона, аргона; наиболее характерная степень окисления кислорода в них составляет −2 (оксиды). Как правило, реакции окисления с участием кислорода протекают с выделением тепла и ускоряются при повышении температуры (см. Горение). Примеры реакций, протекающих при комнатной температуре:

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

${\displaystyle {\ce {2 Sr + O2 -> 2 SrO}}}$.

Окисляет соединения, в которых элементы находятся не в максимальной степени окисления:

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

Окисляет большинство органических соединений в реакциях горения:

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

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

При определённых условиях можно провести неполное окисление органического соединения:

${\displaystyle {\ce {CH3CH2OH + O2 -> CH3COOH + H2O}}}$.

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) почти со всеми простыми веществами, кроме благородных металлов и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолетового облучения. Косвенным путём могут быть получены оксиды благородных металлов и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех своих бинарных соединениях кислород имеет отрицательную степень окисления, 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:

${\displaystyle {\ce {2 Na + O2 -> Na2O2}}}$.

• Некоторые оксиды взаимодействуют с кислородом с образованием пероксидов, например:

${\displaystyle {\ce {2 BaO + O2 -> 2BaO2}}}$.

• По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление многих веществ происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом наряду с водой, образуется пероксид водорода:

${\displaystyle {\ce {H2 + O2 -> H2O2}}}$.

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

${\displaystyle {\ce {Na2O2 + O2 -> 2NaO2}}}$.

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

${\displaystyle {\ce {K + O2 -> KO2,}}}$

${\displaystyle {\ce {Rb + O2 -> RbO2,}}}$

${\displaystyle {\ce {Cs + O2 -> CsO2}}}$.

• Существуют неорганические озониды содержащие ион O−
  3 со степенью окисления кислорода, формально равной −⅓. Их получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

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

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

${\displaystyle {\ce {PtF6 + O2 -> O2PtF6}}}$.

В этой реакции кислород проявляет восстановительные свойства.

Фториды кислорода

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

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

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

${\displaystyle {\ce {F2 + O2 -> O2F2}}}$.

• В тлеющем разряде в смеси 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^[англ.][24] OF+
  3. Пока этот ион не открыт, но если он 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[25][26].

Получение

Ректификация жидкого воздуха

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода является криогенная ректификация. Также применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранного разделения воздуха и технологии, использующие адсорбционные методы.

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 ${\displaystyle {\ce {KMnO4}}}$:

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

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода ${\displaystyle {\ce {H2O2}}}$ в присутствии оксида марганца(IV):

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

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) ${\displaystyle {\ce {KClO3}}}$:

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

Разложение оксида ртути(II) {{{1}}} было первым методом получения кислорода:

${\displaystyle {\ce {2 HgO ->[100\ {\ce {^{o}C}}] 2 Hg + O2 ^}}}$.

Электролиз водных растворов

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

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

Реакция перекисных соединений с углекислым газом

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

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

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 получения 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

Основная статья: Кислородная терапия

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. 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[27].

В пищевой промышленности

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948[28], 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 вводили 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.

Токсичные производные кислорода

Некоторые производные кислорода (т. н. реактивные формы кислорода), такие, как синглетный кислород, пероксид водорода, супероксид, озон и гидроксильный радикал, являются токсичными и реакционноспособными 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, вдыхая и выдыхая через нос, поскольку зубная эмаль и верхние дыхательные пути особенно страдают от контакта с чистым кислородом[29]. 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[30].

Изотопы

Основная статья: Изотопы кислорода

Кислород имеет три стабильных 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

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. — ISSN 0033-4545. — doi:10.1351/PAC-REP-13-03-02. Архивировано 5 февраля 2014 года.
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 Архивная копия от 4 марта 2016 на Wayback Machine // 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. 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, 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.
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. Архивировано 7 октября 2019 года.
12. 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.
13. «Лёгкие планеты» находятся в океане  (неопр.). Дата обращения: 26 июля 2015. Архивировано 8 декабря 2015 года.
14. Образование кислорода в природе и получение его в технике. © Зооинженерный факультет МСХА  (неопр.). Дата обращения: 26 июля 2015. Архивировано 8 декабря 2015 года.
15. Dole, Malcolm. The Journal of General Physiology (англ.). — 1965. — Iss. 49, no. 1. — doi:10.1085/jgp.49.1.5. — PMID 5859927. Архивировано 17 января 2014 года.
16. ТАСС: Наука — Учёные: кислород в атмосфере Земли появился на 800 млн лет раньше, чем считалось ранее  (неопр.). Дата обращения: 25 марта 2016. Архивировано 23 апреля 2016 года.
17. Dark oxygen made by deep sea 'batteries' (брит. англ.). www.bbc.com. Дата обращения: 31 июля 2024.
18. Gomez, Julia. 'Dark oxygen' discovery: Study finds lumps of metal producing 'dark oxygen' on ocean floor (амер. англ.). USA TODAY. Дата обращения: 31 июля 2024.
19. Рябин В. А. и др., Термодинамические свойства веществ, 1977, с. 127.
20. Inorganic Crystal Structure Database  (неопр.). Дата обращения: 3 августа 2009. Архивировано 3 марта 2012 года.
21. 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.
22. 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.
23. 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.
24. 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. Архивировано 24 сентября 2015 года.
25. 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. Архивировано 16 февраля 2016 года.
26. 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.
27. 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.
28. Food-Info.net: E-numbers: E948 : Oxygen Архивная копия от 4 апреля 2009 на Wayback Machine.
29. Трагедии советского подплава - Владимир Шигин - Google Books  (неопр.). Дата обращения: 15 марта 2023. Архивировано 15 марта 2023 года.
30. Вредные химические вещества: Неорганические соединения элементов V—VIII групп. Справочник. — Л., 1989. — С. 150—170

Литература

• Кислород : [арх. 3 января 2023] / 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

• Кислород на Webelements Архивная копия от 30 августа 2004 на Wayback Machine (англ.)
• Кислород в Популярной библиотеке химических элементов Архивная копия от 30 сентября 2007 на Wayback Machine
• Твёрдый кислород при сверхбольших давлениях: образование молекул O₄ Архивная копия от 14 января 2020 на Wayback Machine
• Выяснено магнитное упорядочение оранжевого кислорода Архивная копия от 12 сентября 2011 на Wayback Machine
• Магнитный коллапс в твёрдом кислороде Архивная копия от 27 марта 2008 на Wayback Machine
• Растворимость кислорода в воде TWT department of MPEI: Live Calculations by MAS
• Учёным удалось напрямую получить молекулы кислорода из углекислого газа Архивная копия от 3 февраля 2015 на Wayback Machine
• Российским кислородом дышит весь мир: О проблемах сохранения леса