Kyslík

Existují i jiné alotropní formy kyslíku, například ozón - za normálních podmínek modrý plyn se specifickým zápachem, jehož molekula se skládá ze tří atomů kyslíku (vzorec O 3 ). Systematický název : trioxygen .

Historie objevů

Oficiálně se má za to [4] [5] , že kyslík objevil anglický chemik Joseph Priestley 1. srpna 1774 rozkladem oxidu rtuťnatého v hermeticky uzavřené nádobě (Priestley nasměroval sluneční paprsky na tuto sloučeninu pomocí velké čočky).

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

Priestley si však zpočátku neuvědomoval, že objevil novou jednoduchou látku , věřil, že izoloval jednu ze základních částí vzduchu (a nazval tento plyn „dephlogisticated air“). Priestley oznámil svůj objev vynikajícímu francouzskému chemikovi Antoine Lavoisierovi . V roce 1775 Lavoisier zjistil, že kyslík je nedílnou součástí vzduchu, kyselin a je obsažen v mnoha látkách.

O několik let dříve (v roce 1771 ) švédský chemik Carl Scheele získal kyslík . Kalcinoval ledek kyselinou sírovou a následně rozložil výsledný oxid dusný . Scheele tento plyn nazval „ohnivý vzduch“ a svůj objev popsal v knize vydané v roce 1777 (právě proto, že kniha vyšla později, než Priestley svůj objev oznámil, druhý jmenovaný je považován za objevitele kyslíku). Scheele také oznámil své zkušenosti Lavoisierovi.

Důležitou etapou, která přispěla k objevu kyslíku, byla práce francouzského chemika Pierra Bayena , který publikoval práci o oxidaci rtuti a následném rozkladu jejího oxidu.

Nakonec A. Lavoisier konečně přišel na povahu výsledného plynu s využitím informací od Priestleyho a Scheeleho. Jeho dílo mělo velký význam, protože díky němu byla svržena flogistonová teorie , která v té době dominovala a bránila rozvoji chemie . Lavoisier provedl pokus o spalování různých látek a vyvrátil teorii flogistonu zveřejněním výsledků o změně hmotnosti spálených prvků. Hmotnost popela přesáhla počáteční hmotnost prvku, což dalo Lavoisierovi právo tvrdit, že při spalování dochází k chemické reakci (oxidaci) látky, v souvislosti s tím se zvyšuje hmotnost původní látky, což vyvrací teorie flogistonu.

Zásluhu na objevu kyslíku tedy ve skutečnosti sdílejí Priestley, Scheele a Lavoisier.

Původ jména

Slovo kyslík (ještě se na počátku 19. století nazývalo „kyselina“) vděčí za svůj výskyt v ruském jazyce do jisté míry M. V. Lomonosovovi , který zavedl spolu s dalšími neologismy slovo „kyselina“; tak slovo "kyslík" bylo zase pauzovacím papírem termínu " kyslík " ( fr. oxygène ), který navrhl A. Lavoisier (z jiné řečtiny. ὀξύς - "kyselý" a γεννάω - "rodím" ), což se překládá jako „ generující kyselina “, což je spojeno s jeho původním významem – „ kyselina “, což dříve znamenalo látky zvané oxidy podle moderní mezinárodní nomenklatury .

Být v přírodě

Kyslík je nejrozšířenějším prvkem v zemské kůře, jeho podíl (ve složení různých sloučenin, zejména silikátů ) tvoří asi 47 % hmotnosti pevné zemské kůry . Mořské a sladké vody obsahují obrovské množství vázaného kyslíku – 85,82 % (hmotn.). Více než 1500 sloučenin zemské kůry obsahuje ve svém složení kyslík [6] .

V atmosféře je obsah volného kyslíku 20,95 % objemových a 23,10 % hmot. (asi 10 15 tun [7] ). Před objevením prvních fotosyntetických mikrobů v Archaeanu před 3,5 miliardami let však v atmosféře prakticky chyběl. Volný kyslík se začal ve velkém množství objevovat v paleoproterozoiku (před 3-2,3 miliardami let) v důsledku globální změny složení atmosféry ( kyslíková katastrofa ). První miliardu let byl téměř všechen kyslík absorbován železem rozpuštěným v oceánech a vytvořil ložiska jaspilitu . Kyslík se začal do atmosféry uvolňovat před 3–2,7 miliardami let a dosáhl 10 % současné úrovně před 1,7 miliardami let [8] [9] .

Přítomnost velkého množství rozpuštěného a volného kyslíku v oceánech a atmosféře vedla k vyhynutí většiny anaerobních organismů. Nicméně buněčné dýchání s kyslíkem umožnilo aerobním organismům produkovat mnohem více ATP než anaerobním organismům, což je činí dominantními [10] .

Od počátku kambria před 540 miliony let obsah kyslíku kolísá od 15 % do 30 % objemu [11] . Na konci období karbonu (asi před 300 miliony let) jeho hladina dosáhla vrcholu 35 % objemu, což mohlo přispět k velké velikosti hmyzu a obojživelníků v této době [12] .

Většina kyslíku na Zemi je uvolňována fytoplanktonem oceánů. Asi 60 % kyslíku spotřebovaného živými bytostmi se spotřebuje na procesy rozkladu a rozkladu, 80 % kyslíku produkovaného lesy se spotřebuje na rozklad a rozklad lesní vegetace [13] .

Lidská činnost má velmi malý vliv na množství volného kyslíku v atmosféře [14] . Při současné rychlosti fotosyntézy bude obnovení veškerého kyslíku v atmosféře trvat asi 2000 let [15] .

Kyslík je složkou mnoha organických látek a je přítomen ve všech živých buňkách. Z hlediska počtu atomů v živých buňkách je to asi 25 %, z hlediska hmotnostního zlomku - asi 65 % [6] .

V roce 2016 dánští vědci dokázali, že volný kyslík byl součástí atmosféry již před 3,8 miliardami let [16] .

Fyzikální vlastnosti

Za normálních podmínek je kyslík bezbarvý plyn bez chuti a zápachu .

Jeho 1 litr má za normálních podmínek hmotnost 1,429 g , tedy o něco málo těžší než vzduch . Mírně rozpustný ve vodě ( 4,9 ml/100 g při 0 °C, 2,09 ml/100 g při +50 °C) a alkoholu (2,78 ml/100 g při +25 °C). Dobře se rozpouští v roztaveném stříbře (22 objemů O 2 v 1 objemu Ag při +961 °C). Dobře se rozpouští v perfluorovaných uhlovodících (20-40 obj. %) .

Meziatomová vzdálenost - 0,12074 nm. Je to paramagnet . V kapalné formě je přitahován magnetem.

Při zahřívání plynného kyslíku dochází k jeho __ _;atomy nadisociacireverzibilní

Kapalný kyslík vře při tlaku 101,325 kPa při −182,98 °C a je světle modrou kapalinou . Kritická teplota kyslíku je 154,58 K (-118,57 °C), kritický tlak je 4,882 MPa [17] .

Pevný kyslík (bod tání -218,35 °C) - modré krystaly .

Je známo 6 krystalických fází , z nichž tři existují při tlaku 1 atm :

α -O 2 - existuje při teplotách pod 23,65 K; jasně modré krystaly patří do monoklinického systému , parametry buněk a = 5,403 Á, b = 3,429 Å, c = 5,086 Å; p = 132,53° [18] .
β -O 2 - existuje v teplotním rozsahu od 23,65 do 43,65 K; bleděmodré krystaly (s rostoucím tlakem přechází barva do růžové) mají romboedrickou mřížku, parametry buňky a = 4,21 Å, α = 46,25° [18] .
y -O 2 - existuje při teplotách od 43,65 do 54,21 K; světle modré krystaly mají kubickou symetrii , periodu mřížky a = 6,83 Å [18] .

Při vysokých tlacích existují další tři fáze:

δ -O 2 - teplotní rozsah 20-240 K a tlak 6-8 GPa , oranžové krystaly;
ε -fáze, obsahuje molekuly O 4 [19] nebo O 8 [20] [21] , existuje při tlacích od 10 do 96 GPa, barva krystalu od tmavě červené po černou, jednoklonná syngonie;
ζ -O n je tlak větší než 96 GPa, kovový stav s charakteristickým kovovým leskem, při nízkých teplotách přechází do supravodivého stavu.

Chemické vlastnosti

Silné oxidační činidlo, po fluoru nejaktivnější nekov, tvoří binární sloučeniny ( oxidy ) se všemi prvky kromě helia , neonu , argonu , fluoru (kyslík tvoří s fluorem fluorid kyslíku , protože fluor je elektronegativnější než kyslík). Nejběžnější oxidační stav je -2. Oxidační reakce zpravidla probíhá za uvolňování tepla a zrychluje se s rostoucí teplotou (viz Spalování ). Příklad reakcí probíhajících při pokojové teplotě:

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

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

Oxiduje sloučeniny, které obsahují prvky s nemaximálním oxidačním stavem:

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

Oxiduje většinu organických sloučenin ve spalovacích reakcích :

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

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

Za určitých podmínek je možné provést mírnou oxidaci organické sloučeniny:

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

Kyslík reaguje přímo (za normálních podmínek , při zahřátí a/nebo v přítomnosti katalyzátorů ) se všemi jednoduchými látkami kromě Au a inertních plynů ( He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn ); reakce s halogeny probíhají pod vlivem elektrického výboje nebo ultrafialového světla . Oxidy zlata a těžké inertní plyny (Xe, Rn) byly získány nepřímo . Ve všech dvouprvkových sloučeninách kyslíku s jinými prvky hraje kyslík roli oxidačního činidla, kromě sloučenin s fluorem (viz níže # Fluoridy kyslíku ).

Kyslík tvoří peroxidy s oxidačním stavem atomu kyslíku formálně rovným -1.

Například peroxidy se získávají spalováním alkalických kovů v kyslíku:

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

Některé oxidy absorbují kyslík:

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

Podle teorie spalování vyvinuté A. N. Bachem a K. O. Englerem probíhá oxidace ve dvou stupních za vzniku meziproduktové peroxidové sloučeniny. Tuto mezisloučeninu lze izolovat například tak, že se plamen hořícího vodíku ochladí ledem a spolu s vodou se vytvoří peroxid vodíku :

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

V superoxidech má kyslík formálně oxidační stav -½, to znamená jeden elektron na dva atomy kyslíku (O−
2). Získává se interakcí peroxidů s kyslíkem za zvýšeného tlaku a teploty :

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

Draslík K, rubidium Rb a cesium Cs reagují s kyslíkem za vzniku superoxidů:

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

Anorganické ozonidy obsahujíO iont−
3se stupněm oxidace kyslíku formálně rovným -⅓. Získává se působením ozonu na hydroxidy alkalických kovů :

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

V dioxygenylovém iontu O+
2kyslík má formálně oxidační stav +½. Získejte podle reakce:

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

Při této reakci kyslík vykazuje redukční vlastnosti.

Fluoridy kyslíku

Fluorid kyslíku, OF2 , oxidační stupeň kyslíku +2 , se získá průchodem fluoru zředěným alkalickým roztokem :

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

Monofluorid kyslíku ( Dioxydifluoride ), O 2 F 2 , je nestabilní, oxidační stav kyslíku je +1. Získává se ze směsi fluoru a kyslíku doutnavým výbojem při teplotě −196 °C:

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

Průchodem doutnavého výboje směsí fluoru s kyslíkem za určitého tlaku a teploty se získají směsi vyšších kyslíkatých fluoridů O 3 F 2 , O 4 F 2 , O 5 F 2 a O 6 F 2 .

Kvantově mechanické výpočty předpovídají stabilní existenci iontu22 OF+
3. Pokud tento iont skutečně existuje, pak oxidační stav kyslíku v něm bude +4.

Kyslík podporuje procesy dýchání , spalování , rozkladu .

Ve volné formě prvek existuje ve dvou alotropních modifikacích: O 2 a O 3 ( ozon ). Jak stanovili v roce 1899 Pierre Curie a Maria Skłodowska-Curie , pod vlivem ionizujícího záření se O 2 přeměňuje na O 3 [23] [24] .

Získání

Destilace kapalného vzduchu

V současnosti se v průmyslu získává kyslík ze vzduchu. Hlavní průmyslovou metodou získávání kyslíku je kryogenní destilace . Známé a v průmyslu s úspěchem využívané jsou také kyslíkové elektrárny , které fungují na bázi membránové technologie i na principu adsorpce.

Laboratoře používají průmyslový kyslík dodávaný v ocelových lahvích pod tlakem asi 15 MPa .

Rozklad látek obsahujících kyslík

Malé množství kyslíku lze získat zahřátím manganistanu draselného KMnO 4 :

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

Využívá se také reakce katalytického rozkladu peroxidu vodíku H 2 O 2 v přítomnosti oxidu manganatého :

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

Kyslík lze získat katalytickým rozkladem chlorečnanu draselného ( bertoletová sůl ) KClO 3 :

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

Rozklad oxidu rtuťnatého ( při t = 100 °C) byl první metodou syntézy kyslíku:

{\ce {2HgO ->[100{°}C] 2Hg + O2 ^}}

Elektrolýza vodných roztoků

Mezi laboratorní metody výroby kyslíku patří metoda elektrolýzy zředěných vodných roztoků zásad, kyselin a některých solí (sírany, dusičnany alkalických kovů):

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

Reakce peroxidových sloučenin s oxidem uhličitým

V ponorkách a orbitálních stanicích se obvykle získává reakcí peroxidu sodíku a oxidu uhličitého vydechovaného osobou:

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

Pro vyrovnání objemů absorbovaného oxidu uhličitého a uvolněného kyslíku se k němu přidává superoxid draselný . Kosmické lodě někdy používají peroxid lithia ke snížení hmotnosti .

Aplikace

Rozšířené průmyslové využití kyslíku začalo v polovině 20. století , po vynálezu turboexpandérů - zařízení pro zkapalňování a oddělování kapalného vzduchu.

V metalurgii

Konvertorový způsob výroby oceli nebo zpracování matu je spojen s použitím kyslíku. V mnoha metalurgických jednotkách se pro efektivnější spalování paliva používá v hořácích místo vzduchu směs kyslíku a vzduchu.

Svařování a řezání kovů

Kyslík v modrých lahvích je široce používán pro řezání plamenem a svařování kovů.

Součást raketového paliva

Kapalný kyslík , peroxid vodíku , kyselina dusičná a další sloučeniny bohaté na kyslík se používají jako oxidační činidlo pro raketové palivo . Směs kapalného kyslíku a kapalného ozonu je jedním z nejúčinnějších oxidačních činidel raketových paliv (měrný impuls směsi vodík-ozon převyšuje specifický impuls pro pár vodík - fluor a vodík - kyslík fluorid ).

V lékařství

Medicinální kyslík je skladován v modrých vysokotlakých kovových plynových lahvích o různých objemech od 1,2 do 10,0 litrů pod tlakem do 15 MPa (150 atm ) a používá se k obohacení směsí dýchacích plynů v anesteziologickém zařízení, v případě selhání dýchání , k zastavení bronchiální záchvat , odstranění hypoxie jakéhokoli původu, s dekompresní nemocí , pro léčbu patologie gastrointestinálního traktu ve formě kyslíkových koktejlů . Velké lékařské instituce mohou používat nikoli stlačený kyslík v lahvích, ale zkapalněný kyslík ve velké Dewarově nádobě. Pro individuální použití je medicinální kyslík z lahví plněn speciálními pogumovanými nádobami - kyslíkovými polštáři . K současnému dodávání kyslíku nebo směsi kyslíku a vzduchu jedné nebo dvěma obětem v terénu nebo v nemocnici se používají kyslíkové inhalátory různých modelů a modifikací. Výhodou kyslíkového inhalátoru je přítomnost kondenzátoru-zvlhčovače plynné směsi, který využívá vlhkost vydechovaného vzduchu. Pro výpočet množství kyslíku zbývajícího v láhvi v litrech se tlak v láhvi v atmosférách (podle manometru reduktoru ) obvykle násobí objemem láhve v litrech. Například v láhvi o objemu 2 litry ukazuje manometr tlak kyslíku 100 atm. Objem kyslíku je v tomto případě 100 × 2 = 200 litrů [25] .

V potravinářském průmyslu

V potravinářském průmyslu je kyslík registrován jako potravinářská přísada E948 [26] , jako hnací plyn a obalový plyn.

V chemickém průmyslu

V chemickém průmyslu se kyslík používá jako oxidační činidlo při četných syntézách , například oxidace uhlovodíků na sloučeniny obsahující kyslík ( alkoholy , aldehydy , kyseliny ), oxid siřičitý na oxid sírový , amoniak na oxidy dusíku při výrobě kyselina dusičná . Vzhledem k vysokým teplotám vznikajícím při oxidaci se poslední popsané reakce často provádějí ve spalovacím režimu .

V zemědělství

Ve skleníku pro výrobu kyslíkových koktejlů , pro zvýšení hmotnosti u zvířat, pro obohacení vodního prostředí kyslíkem při chovu ryb .

Biologická role kyslíku

Většina živých věcí ( aerobů ) dýchá kyslík. Kyslík je široce používán v medicíně. Při kardiovaskulárních onemocněních se ke zlepšení metabolických procesů zavádí do žaludku kyslíková pěna („kyslíkový koktejl“). Podkožní podávání kyslíku se používá u trofických vředů, elefantiázy , gangrény a dalších závažných onemocnění. Umělé obohacování ozónem se používá k dezinfekci a deodorizaci vzduchu a čištění pitné vody . Radioaktivní izotop kyslíku 15 O se používá ke studiu rychlosti průtoku krve, plicní ventilace .

Toxické deriváty kyslíku

Některé deriváty kyslíku (tzv. reaktivní formy kyslíku ), jako je singletový kyslík , peroxid vodíku , superoxid , ozón a hydroxylový radikál , jsou vysoce toxické produkty. Vznikají v procesu aktivace nebo částečné redukce kyslíku. Superoxid (superoxidový radikál), peroxid vodíku a hydroxylový radikál se mohou tvořit v buňkách a tkáních lidského a zvířecího těla a způsobovat oxidační stres .

Toxicita kyslíku

Dlouhodobé vdechování čistého kyslíku může mít pro tělo nebezpečné následky. Bezpečné je dlouhodobé dýchání za normálního tlaku se směsmi obsahujícími až 60 % kyslíku. Dýchání 90% kyslíku po dobu 3 dnů vede k tachykardii, zvracení, zápalu plic, křečím. S rostoucím tlakem se toxický účinek kyslíku zrychluje a zesiluje. Mladí lidé jsou citlivější na toxické účinky kyslíku než starší lidé [27] .

Izotopy

Kyslík má tři stabilní izotopy: 16 O, 17 O a 18 O, jejichž průměrný obsah je 99,759 %, 0,037 % a 0,204 % z celkového počtu atomů kyslíku na Zemi. Ostrá převaha nejlehčího z nich, 16 O, ve směsi izotopů je způsobena tím, že jádro atomu 16 O se skládá z 8 protonů a 8 neutronů (dvojité magické jádro s naplněnými neutronovými a protonovými obaly). A taková jádra, jak vyplývá z teorie struktury atomového jádra, mají zvláštní stabilitu.

Známé jsou také izotopy radioaktivního kyslíku s hmotnostními čísly od 12 O do 28 O. Všechny izotopy radioaktivního kyslíku mají krátký poločas rozpadu , nejdelší z nich je 15 O s poločasem rozpadu ~120 sekund. Nejkratší izotop 12O má poločas rozpadu 5,8⋅10 −22 sekund.

Viz také

Kategorie:Sloučeniny kyslíku

Poznámky

Komentáře

↑ Rozsah hodnot atomové hmotnosti je indikován kvůli heterogenitě distribuce izotopů v přírodě.

Prameny

↑ 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. Atomové hmotnosti prvků 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Sv. 85 , č. 5 . - S. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
↑ Editorial: Knunyants I. L. (šéfredaktor). Chemická encyklopedie: v 5 svazcích - M. : Sovětská encyklopedie, 1990. - T. 2. - S. 387. - 671 s. — 100 000 výtisků.
↑ Dioxygen // Velká encyklopedie ropy a zemního plynu
↑ J. Priestley, Experimenty a pozorování různých druhů vzduchu, 1776.
↑ W. Ramsay, The Gases of the Atmosphere (Historie jejich objevu), Macmillan and Co, Londýn, 1896.
↑ 1 2 Knunyants I. L. et al. Chemická encyklopedie. - Moskva: Sovětská encyklopedie, 1990. - T. 2. - S. 387-389. — 671 s. — 100 000 výtisků.
↑ Ano, A. Ugay. Obecná a anorganická chemie. - Moskva: Vyšší škola, 1997. - S. 432-435. — 527 s.
↑ Crowe, SA; Døssing, LN; Beukes, NJ; Bau, M.; Kruger, SJ; Frei, R.; Canfield, D.E. Atmosférická oxygenace před třemi miliardami let . — Příroda, 2013. — Iss. 501 , č.p. 7468 . - str. 535-538 . - doi : 10.1038/příroda12426 . — PMID 24067713 .
↑ Campbell, Neil A.; Reece, Jane B. Biologie, 7. vydání. - San Francisco: Pearson - Benjamin Cummings, 2005. - S. 522-23. - ISBN 0-8053-7171-0 .
↑ Freeman, Scott. Biologická věda, 2. - Upper Saddle River, NJ: Pearson - Prentice Hall, 2005. - S. 214, 586. - ISBN Biological Science, 2nd.
↑ Berner, Robert A. Atmosférický kyslík v době fanerozoika . - Proceedings of the National Academy of Sciences of the USA, 1999. - doi : 10.1073/pnas.96.20.10955 . — PMID 10500106 .
↑ Butterfield, NJ Kyslík, zvířata a oceánská ventilace: Alternativní pohled . - Geobiologie, 2009. - Iss. 7 , č. 1 . - str. 1-7 . - doi : 10.1111/j.1472-4669.2009.00188.x . — PMID 19200141 .
↑ „Světelné planety“ jsou v oceánu
↑ Dole, Malcolm. Journal of General Physiology . - 1965. - Iss. 49 , č. 1 . doi : 10.1085 /jgp.49.1.5 . — PMID 5859927 .
↑ TASS: Věda – Vědci: Kyslík se v zemské atmosféře objevil o 800 milionů let dříve, než se dříve myslelo
↑ Ryabin V. A. et al. , Termodynamické vlastnosti látek, 1977 , str. 127.
↑ 1 2 3 Databáze anorganických krystalových struktur
↑ Yu. A. Freiman, HJ Jodl. Pevný kyslík // Fyzikální zprávy. - 2004. - T. 401 , č. 1-4 . -S . 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 a Kazumasa Honda. O 8 Klastrová struktura Epsilon fáze pevného kyslíku // Phys. Rev. Lett.. - 2006. - T. 97 . - S. 085503 . - doi : 10.1103/PhysRevLett.97.085503 .
↑ Lars F. Lundegaard, Gunnar Weck, Malcolm I. McMahon, Serge Desgreniers, Paul Loubeyre. Pozorování molekulární mřížky O 8 v ε fázi pevného kyslíku // Nature . - 2006. - Sv. 443 . - S. 201-204 . - doi : 10.1038/nature05174 .
↑ Margaret-Jane Crawford a Thomas M. Klapötke. Trifluorooxoniový kation, OF 3 + (anglicky) // Journal of Fluorine Chemistry. - 1999. - Sv. 99 , iss. 2 . - S. 151-156 . - doi : 10.1016/S0022-1139(99)00139-6 .
↑ Curie P., Curie M. Effets chimiques produits par les rayons de Becquerel (francouzsky) // Comptes rendus de l'Académie des Sciences :časopis. - 1899. - Sv. 129 . - S. 823-825 .
↑ Radiační chemie // Encyklopedický slovník mladého chemika. 2. vyd. / Comp. V. A. Kritsman, V. V. Stanzo. - M . : Pedagogika , 1990. - S. 200 . — ISBN 5-7155-0292-6 .
↑ Průvodce pro pohotovostní lékaře / Michajlovič V.A. - 2. vydání, přepracováno. a doplňkové - L . : Medicína, 1990. - S. 28-33. — 544 s. - 120 000 výtisků. - ISBN 5-225-01503-4 .
↑ Food-Info.net: E-čísla: E948: Kyslík .
↑ Škodlivé chemikálie: Anorganické sloučeniny prvků skupin V-VIII. Adresář. - L., 1989. - S. 150-170

Literatura

Kyslík / Zlomanov V.P. // Kireev - Kongo. - M .: Velká ruská encyklopedie, 2009. - S. 59. - ( Velká ruská encyklopedie : [ve 35 svazcích] / šéfredaktor Yu. S. Osipov ; 2004-2017, v. 14). — ISBN 978-5-85270-345-3 .
Ryabin V. A., Ostroumov M. A., Svit T. F. Termodynamické vlastnosti látek. Adresář. - L .: Chemie , 1977. - 392 s.

Z BDT:

Saunders N. Oxygen and the elements of group 16. Oxf., 2003. (anglicky)
Drozdov A. A., Zlomanov V. P., Mazo G. N., Spiridonov F. M. Anorganická chemie. M., 2004. T. 2.
Shriver D., Atkins P. Anorganická chemie. M., 2004. T. 1-2.