Oxígeno

Como sustancia simple (en condiciones normales ) , el oxígeno es un gas incoloro , insípido e inodoro , cuya molécula consta de dos átomos (fórmula - O 2 ). Nombre sistemático : dioxígeno [3] . El oxígeno líquido tiene un color azul claro y el oxígeno sólido son cristales de color azul claro.

Hay otras formas alotrópicas de oxígeno, por ejemplo, el ozono , en condiciones normales, un gas azul con un olor específico, cuya molécula consta de tres átomos de oxígeno (fórmula O 3 ). Nombre sistemático : trioxígeno .

Historial de descubrimientos

Se cree oficialmente [4] [5] que el químico inglés Joseph Priestley descubrió el oxígeno el 1 de agosto de 1774 al descomponer el óxido de mercurio en un recipiente herméticamente cerrado (Priestley dirigió los rayos del sol hacia este compuesto usando una lente grande).

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

Sin embargo, Priestley inicialmente no se dio cuenta de que había descubierto una nueva sustancia simple , creía que aisló una de las partes constituyentes del aire (y llamó a este gas "aire desflogistizado"). Priestley informó de su descubrimiento al destacado químico francés Antoine Lavoisier . En 1775, Lavoisier estableció que el oxígeno es parte integral del aire, los ácidos y está contenido en muchas sustancias.

Unos años antes (en 1771 ), el químico sueco Carl Scheele había obtenido el oxígeno . Calcinó salitre con ácido sulfúrico y luego descompuso el óxido nitroso resultante . Scheele llamó a este gas "aire ardiente" y describió su descubrimiento en un libro publicado en 1777 (precisamente porque el libro se publicó más tarde de que Priestley anunciara su descubrimiento, este último es considerado el descubridor del oxígeno). Scheele también informó de su experiencia a Lavoisier.

Una etapa importante que contribuyó al descubrimiento del oxígeno fue el trabajo del químico francés Pierre Bayen , quien publicó trabajos sobre la oxidación del mercurio y la posterior descomposición de su óxido.

Finalmente, A. Lavoisier finalmente descubrió la naturaleza del gas resultante, utilizando información de Priestley y Scheele. Su obra fue de gran importancia, pues gracias a ella se derrocó la teoría del flogisto que dominaba en esa época y obstaculizaba el desarrollo de la química . Lavoisier realizó un experimento sobre la combustión de varias sustancias y refutó la teoría del flogisto al publicar los resultados sobre el cambio en el peso de los elementos quemados. El peso de la ceniza superó el peso inicial del elemento, lo que le dio a Lavoisier el derecho de afirmar que durante la combustión se produce una reacción química (oxidación) de la sustancia, en relación con esto, aumenta la masa de la sustancia original, lo que refuta la afirmación. teoría del flogisto.

Por lo tanto, Priestley, Scheele y Lavoisier comparten el mérito del descubrimiento del oxígeno.

Origen del nombre

La palabra oxígeno (todavía se llamaba "ácido" a principios del siglo XIX) debe su aparición en el idioma ruso en cierta medida a M.V. Lomonosov , quien introdujo, junto con otros neologismos , la palabra "ácido"; así la palabra "oxígeno", a su vez, era un calco del término " oxígeno " ( fr. oxygène ), propuesto por A. Lavoisier (del otro griego. ὀξύς - "agrio" y γεννάω - "doy a luz" ), que se traduce como " generar ácido ", lo que se asocia con su significado original - " ácido ", que anteriormente significaba sustancias llamadas óxidos según la nomenclatura internacional moderna .

Estar en la naturaleza

El oxígeno es el elemento más común en la corteza terrestre; su parte (en la composición de varios compuestos, principalmente silicatos ) representa alrededor del 47% de la masa de la corteza terrestre sólida . Las aguas marinas y dulces contienen una gran cantidad de oxígeno ligado: 85,82 % (en masa). Más de 1500 compuestos de la corteza terrestre contienen oxígeno en su composición [6] .

En la atmósfera , el contenido de oxígeno libre es del 20,95 % en volumen y del 23,10 % en masa (alrededor de 10 15 toneladas [7] ). Sin embargo, antes de la aparición de los primeros microbios fotosintéticos en el Arcaico hace 3.500 millones de años, estaba prácticamente ausente en la atmósfera. El oxígeno libre comenzó a aparecer en grandes cantidades en el Paleoproterozoico (hace 3-2.300 millones de años) como resultado de un cambio global en la composición de la atmósfera ( catástrofe del oxígeno ). Durante los primeros mil millones de años, casi todo el oxígeno fue absorbido por el hierro disuelto en los océanos y formó depósitos de jaspilita . El oxígeno comenzó a liberarse a la atmósfera hace entre 3 y 2 700 millones de años y alcanzó el 10 % del nivel actual hace 1 700 millones de años [8] [9] .

La presencia de grandes cantidades de oxígeno libre y disuelto en los océanos y la atmósfera llevó a la extinción de la mayoría de los organismos anaeróbicos. Sin embargo, la respiración celular con oxígeno ha permitido que los organismos aerobios produzcan mucho más ATP que los organismos anaerobios, haciéndolos dominantes [10] .

Desde el comienzo del Cámbrico hace 540 millones de años, el contenido de oxígeno ha fluctuado del 15 % al 30 % en volumen [11] . Al final del período Carbonífero (hace unos 300 millones de años), su nivel alcanzó un máximo del 35 % en volumen, lo que puede haber contribuido al gran tamaño de insectos y anfibios en ese momento [12] .

La mayor parte del oxígeno de la Tierra es liberado por el fitoplancton de los océanos. Alrededor del 60% del oxígeno que utilizan los seres vivos se gasta en los procesos de descomposición y descomposición, el 80% del oxígeno que producen los bosques se gasta en la descomposición y descomposición de la vegetación forestal [13] .

Las actividades humanas tienen muy poco efecto sobre la cantidad de oxígeno libre en la atmósfera [14] . Al ritmo actual de fotosíntesis, tomará cerca de 2000 años restaurar todo el oxígeno en la atmósfera [15] .

El oxígeno es un componente de muchas sustancias orgánicas y está presente en todas las células vivas. En términos de la cantidad de átomos en las células vivas, es alrededor del 25 %, en términos de fracción de masa, alrededor del 65 % [6] .

En 2016, científicos daneses demostraron que el oxígeno libre formaba parte de la atmósfera desde hace 3800 millones de años [16] .

Propiedades físicas

En condiciones normales, el oxígeno es un gas incoloro, insípido e inodoro .

1 litro de ella en condiciones normales tiene una masa de 1,429 g , es decir, un poco más pesado que el aire . Ligeramente soluble en agua ( 4,9 ml/100 g a 0°C, 2,09 ml/100 g a +50°C) y alcohol (2,78 ml/100 g a +25°C). Se disuelve bien en plata fundida (22 volúmenes de O 2 en 1 volumen de Ag a +961 °C). Se disuelve bien en hidrocarburos perfluorados (20-40 vol %) .

Distancia interatómica - 0,12074 nm. Es un paramagneto . En forma líquida, es atraído por un imán.

Cuando se calienta el oxígeno gaseoso se produce su __ _;átomos enreversibledisociación

El oxígeno líquido hierve a una presión de 101,325 kPa a -182,98 °C y es un líquido azul pálido . La temperatura crítica del oxígeno es de 154,58 K (-118,57 °C), la presión crítica es de 4,882 MPa [17] .

Oxígeno sólido (punto de fusión -218,35 °C) - cristales azules .

Se conocen 6 fases cristalinas , de las cuales tres existen a una presión de 1 atm :

α -O 2 - existe a temperaturas inferiores a 23,65 K; los cristales de color azul brillante pertenecen al sistema monoclínico , parámetros de celda a = 5.403 Å, b = 3.429 Å, c = 5.086 Å; β =132,53° [18] .
β -O 2 - existe en el rango de temperatura de 23,65 a 43,65 K; los cristales de color azul pálido (al aumentar la presión, el color se vuelve rosa) tienen una red romboédrica, parámetros de celda a = 4,21 Å, α = 46,25° [18] .
γ -O 2 - existe a temperaturas de 43,65 a 54,21 K; los cristales de color azul pálido tienen simetría cúbica , período de red a = 6,83 Å [18] .

Existen tres fases más a altas presiones:

δ -O 2 - rango de temperatura 20-240 K y presión 6-8 GPa , cristales naranjas;
fase ε , contiene moléculas de O 4 [19] u O 8 [20] [21] , existe a presiones de 10 a 96 GPa, color de cristal de rojo oscuro a negro, singonía monoclínica;
ζ -O n es una presión de más de 96 GPa, un estado metálico con un brillo metálico característico, a bajas temperaturas pasa a un estado superconductor .

Propiedades químicas

Un agente oxidante fuerte, el no metal más activo después del flúor, forma compuestos binarios ( óxidos ) con todos los elementos excepto helio , neón , argón , flúor (el oxígeno forma fluoruro de oxígeno con flúor , ya que el flúor es más electronegativo que el oxígeno). El estado de oxidación más común es −2. Por regla general, la reacción de oxidación procede con la liberación de calor y se acelera al aumentar la temperatura (ver Combustión ). Un ejemplo de reacciones que ocurren a temperatura ambiente:

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

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

Oxida compuestos que contienen elementos con un estado de oxidación no máximo:

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

Oxida la mayoría de los compuestos orgánicos en las reacciones de combustión :

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

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

Bajo ciertas condiciones, es posible llevar a cabo una oxidación suave de un compuesto orgánico:

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

El oxígeno reacciona directamente (en condiciones normales , cuando se calienta y/o en presencia de catalizadores ) con todas las sustancias simples excepto el Au y los gases inertes ( He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn ); Las reacciones con halógenos ocurren bajo la influencia de una descarga eléctrica o luz ultravioleta . Se obtenían indirectamente óxidos de oro y gases inertes pesados (Xe, Rn) . En todos los compuestos de dos elementos de oxígeno con otros elementos, el oxígeno desempeña el papel de un agente oxidante, a excepción de los compuestos con flúor (ver a continuación # Fluoruros de oxígeno ).

El oxígeno forma peróxidos con el estado de oxidación del átomo de oxígeno formalmente igual a -1.

Por ejemplo, los peróxidos se obtienen quemando metales alcalinos en oxígeno:

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

Algunos óxidos absorben oxígeno:

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

Según la teoría de la combustión desarrollada por A. N. Bach y K. O. Engler , la oxidación ocurre en dos etapas con la formación de un compuesto de peróxido intermedio. Este compuesto intermedio se puede aislar, por ejemplo, cuando una llama de hidrógeno ardiendo se enfría con hielo , junto con agua , se forma peróxido de hidrógeno :

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

En los superóxidos , el oxígeno tiene formalmente un estado de oxidación de −½, es decir, un electrón por cada dos átomos de oxígeno (el O−
2). Obtenido por la interacción de los peróxidos con el oxígeno a presión y temperatura elevadas :

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

El potasio K, el rubidio Rb y el cesio Cs reaccionan con el oxígeno para formar superóxidos:

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

Los ozónidos inorgánicos contienen el ion O−
3con el grado de oxidación del oxígeno formalmente igual a -⅓. Obtenido por la acción del ozono sobre los hidróxidos de metales alcalinos :

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

En el ion dioxigenilo O+
2el oxígeno tiene formalmente un estado de oxidación de +½. Obtener por reacción:

{\ estilo de visualización {\ ce {PtF6 + O2 -> O2PtF6}}}

En esta reacción, el oxígeno exhibe propiedades reductoras .

Fluoruros de oxígeno

El difluoruro de oxígeno , OF 2 , oxígeno en estado de oxidación +2, se obtiene pasando flúor por una solución alcalina diluida :

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

El monofluoruro de oxígeno ( dioxidifluoruro ), O 2 F 2 , es inestable, el estado de oxidación del oxígeno es +1. Obtenido a partir de una mezcla de flúor y oxígeno en una descarga luminiscente a una temperatura de −196 °C:

{\ estilo de visualización {\ ce {F2 + O2 -> O2F2}}}

Pasando una descarga luminiscente por una mezcla de flúor con oxígeno a una determinada presión y temperatura, se obtienen mezclas de fluoruros de oxígeno superiores O 3 F 2 , O 4 F 2 , O 5 F 2 y O 6 F 2 .

Cálculos mecánicos cuánticos predicen la existencia estable del ion 22 OF+
3. Si este ion realmente existe, entonces el estado de oxidación del oxígeno será +4.

El oxígeno apoya los procesos de respiración , combustión , descomposición .

En su forma libre, el elemento existe en dos modificaciones alotrópicas: O 2 y O 3 ( ozono ). Según lo establecido en 1899 por Pierre Curie y Maria Skłodowska-Curie , bajo la influencia de la radiación ionizante, el O 2 se transforma en O 3 [23] [24] .

Conseguir

Destilación de aire líquido

En la actualidad, en la industria, el oxígeno se obtiene del aire. El principal método industrial para la obtención de oxígeno es la destilación criogénica . También son bien conocidas y utilizadas con éxito en la industria las plantas de oxígeno que funcionan sobre la base de la tecnología de membranas, además de utilizar el principio de adsorción.

Los laboratorios utilizan oxígeno industrial suministrado en cilindros de acero a una presión de unos 15 MPa .

Descomposición de sustancias que contienen oxígeno

Se pueden obtener pequeñas cantidades de oxígeno calentando permanganato de potasio KMnO 4 :

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

También se utiliza la reacción de descomposición catalítica del peróxido de hidrógeno H 2 O 2 en presencia de óxido de manganeso (IV) :

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

El oxígeno se puede obtener por descomposición catalítica del clorato de potasio ( sal de bertolet ) KClO 3 :

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

La descomposición del óxido de mercurio (II) (a t = 100 °C) fue el primer método para la síntesis de oxígeno:

{\ce {2HgO ->[100{°}C] 2Hg + O2 ^}}

Electrólisis de soluciones acuosas

Los métodos de laboratorio para producir oxígeno incluyen el método de electrólisis de soluciones acuosas diluidas de álcalis, ácidos y algunas sales (sulfatos, nitratos de metales alcalinos):

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

La reacción de compuestos de peróxido con dióxido de carbono

En submarinos y estaciones orbitales, suele obtenerse por la reacción del peróxido de sodio y el dióxido de carbono exhalado por una persona:

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

Para equilibrar los volúmenes de dióxido de carbono absorbido y oxígeno liberado, se le agrega superóxido de potasio . Las naves espaciales a veces usan peróxido de litio para reducir el peso .

Aplicación

El uso industrial generalizado del oxígeno comenzó a mediados del siglo XX , después de la invención de los turboexpansores , dispositivos para licuar y separar el aire líquido.

En metalurgia

El método convertidor de producción de acero o procesamiento de mata está asociado con el uso de oxígeno. En muchas unidades metalúrgicas, para una combustión más eficiente del combustible , se utiliza una mezcla de aire y oxígeno en los quemadores en lugar de aire.

Soldadura y corte de metales

El oxígeno en cilindros azules se usa ampliamente para cortar con llama y soldar metales.

Componente de combustible para cohetes

El oxígeno líquido , el peróxido de hidrógeno , el ácido nítrico y otros compuestos ricos en oxígeno se utilizan como agente oxidante para el combustible de cohetes . Una mezcla de oxígeno líquido y ozono líquido es uno de los agentes oxidantes más potentes del combustible para cohetes (el impulso específico de una mezcla de hidrógeno y ozono excede el impulso específico de un par hidrógeno - flúor e hidrógeno - oxígeno fluoruro ).

En medicina

El oxígeno médico se almacena en cilindros de gas metálico azul de alta presión de varias capacidades, desde 1,2 hasta 10,0 litros , bajo una presión de hasta 15 MPa (150 atm ) y se utiliza para enriquecer las mezclas de gases respiratorios en los equipos de anestesia , en caso de insuficiencia respiratoria , para detener un ataque bronquial, asma , eliminación de hipoxia de cualquier origen, con enfermedad de descompresión , para el tratamiento de patología del tracto gastrointestinal en forma de cócteles de oxígeno . Las grandes instituciones médicas no pueden usar oxígeno comprimido en cilindros, sino oxígeno licuado en un gran recipiente Dewar . Para uso individual, el oxígeno médico de los cilindros se llena con recipientes de goma especiales: almohadas de oxígeno . Para suministrar oxígeno o una mezcla de oxígeno y aire simultáneamente a una o dos víctimas en el campo o en un hospital, se utilizan inhaladores de oxígeno de varios modelos y modificaciones. La ventaja de un inhalador de oxígeno es la presencia de un condensador-humidificador de la mezcla de gases, que utiliza la humedad del aire exhalado. Para calcular la cantidad de oxígeno que queda en el cilindro en litros, se suele multiplicar la presión en el cilindro en atmósferas (según el manómetro del reductor ) por la capacidad del cilindro en litros. Por ejemplo, en un cilindro con una capacidad de 2 litros, el manómetro muestra una presión de oxígeno de 100 atm. El volumen de oxígeno en este caso es 100 × 2 = 200 litros [25] .

En la industria alimentaria

En la industria alimentaria, el oxígeno está registrado como aditivo alimentario E948 [26] , como gas propulsor y de envasado.

En la industria química

En la industria química, el oxígeno se utiliza como agente oxidante en numerosas síntesis , por ejemplo, la oxidación de hidrocarburos a compuestos que contienen oxígeno ( alcoholes , aldehídos , ácidos ), dióxido de azufre a trióxido de azufre , amoníaco a óxidos de nitrógeno en la producción de ácido nítrico Debido a las altas temperaturas que se desarrollan durante la oxidación , las últimas reacciones descritas a menudo se llevan a cabo en el modo de combustión .

En la agricultura

En invernadero para la fabricación de cócteles de oxígeno , para la ganancia de peso en animales, para enriquecer el medio acuático con oxígeno en la piscicultura .

El papel biológico del oxígeno

La mayoría de los seres vivos ( aerobios ) respiran oxígeno. El oxígeno es ampliamente utilizado en medicina. En las enfermedades cardiovasculares, para mejorar los procesos metabólicos, se introduce en el estómago espuma de oxígeno (“cóctel de oxígeno”) . La administración subcutánea de oxígeno se usa para úlceras tróficas, elefantiasis , gangrena y otras enfermedades graves. El enriquecimiento con ozono artificial se utiliza para desinfectar y desodorizar el aire y purificar el agua potable . El isótopo radiactivo de oxígeno 15 O se utiliza para estudiar la tasa de flujo sanguíneo, la ventilación pulmonar .

Derivados tóxicos del oxígeno

Algunos derivados del oxígeno (las llamadas especies reactivas del oxígeno ), como el oxígeno singlete , el peróxido de hidrógeno , el superóxido , el ozono y el radical hidroxilo , son productos altamente tóxicos. Se forman en el proceso de activación o reducción parcial de oxígeno. El superóxido (radical superóxido), el peróxido de hidrógeno y el radical hidroxilo se pueden formar en las células y tejidos del cuerpo humano y animal y causar estrés oxidativo .

Toxicidad por oxígeno

La inhalación prolongada de oxígeno puro puede tener consecuencias peligrosas para el cuerpo. Es seguro respirar durante mucho tiempo a presión normal con mezclas que contienen hasta un 60 % de oxígeno. Respirar oxígeno al 90% durante 3 días provoca taquicardia, vómitos, neumonía, convulsiones. Con el aumento de la presión, el efecto tóxico del oxígeno se acelera y se intensifica. Los jóvenes son más sensibles a los efectos tóxicos del oxígeno que los ancianos [27] .

Isótopos

El oxígeno tiene tres isótopos estables: 16 O, 17 O y 18 O, cuyo contenido medio es respectivamente del 99,759 %, 0,037 % y 0,204 % del número total de átomos de oxígeno en la Tierra. El marcado predominio del más ligero de ellos, el 16 O, en la mezcla de isótopos se debe al hecho de que el núcleo del átomo de 16 O consta de 8 protones y 8 neutrones ( núcleo mágico doble con capas llenas de neutrones y protones). Y tales núcleos, como se desprende de la teoría de la estructura del núcleo atómico, tienen una estabilidad especial.

También se conocen isótopos de oxígeno radiactivo con números de masa de 12 O a 28 O. Todos los isótopos de oxígeno radiactivo tienen una vida media corta , el más largo de ellos es 15 O con una vida media de ~ 120 segundos. El isótopo 12 O de vida más corta tiene una vida media de 5,8⋅10 −22 segundos.

Véase también

Categoría:Compuestos de oxígeno

Notas

Comentarios

↑ El rango de valores de masa atómica se indica debido a la heterogeneidad de la distribución de isótopos en la naturaleza.

Fuentes

↑ 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. Pesos atómicos de los elementos 2011 (Informe Técnico IUPAC ) // Química Pura y Aplicada . - 2013. - Vol. 85 , núm. 5 . - P. 1047-1078 . -doi : 10.1351 / PAC-REP-13-03-02 .
↑ Editorial: Knunyants I. L. (editor en jefe). Enciclopedia química: en 5 vols.- M .: Enciclopedia soviética, 1990.- T. 2.- S. 387.- 671 p. — 100.000 copias.
↑ Dioxygen // Gran Enciclopedia de Petróleo y Gas
↑ J. Priestley, Experimentos y observaciones sobre diferentes tipos de aire, 1776.
↑ W. Ramsay, Los gases de la atmósfera (la historia de su descubrimiento), Macmillan and Co, Londres, 1896.
↑ 1 2 Knunyants I. L. et al. Enciclopedia química. - Moscú: Enciclopedia soviética, 1990. - T. 2. - S. 387-389. — 671 pág. — 100.000 copias.
↑ Ya. A. Ugay. Química general e inorgánica. - Moscú: Escuela Superior, 1997. - S. 432-435. — 527 pág.
↑ Crowe, SA; Dossing, LN; Beukes, Nueva Jersey; Bau, M.; Kruger, SJ; Frei, R.; Canfield, DE Oxigenación atmosférica hace tres mil millones de años . — Naturaleza, 2013. — Iss. 501 , núm. 7468 . - Pág. 535-538 . -doi : 10.1038/ naturaleza12426 . — PMID 24067713 .
↑ Campbell, Neil A.; Reece, Jane B. Biología, 7ª edición. - San Francisco: Pearson - Benjamin Cummings, 2005. - S. 522-23. - ISBN 0-8053-7171-0 .
↑ Freeman, Scott. Ciencias Biológicas, 2do. - Upper Saddle River, NJ: Pearson - Prentice Hall, 2005. - P. 214, 586. - ISBN Biological Science, 2nd.
↑ Berner, Robert A. Oxígeno atmosférico durante el tiempo Fanerozoico . - Actas de la Academia Nacional de Ciencias de EE. UU., 1999. - doi : 10.1073/pnas.96.20.10955 . —PMID 10500106 .
↑ Butterfield, NJ Oxígeno, animales y ventilación oceánica: una visión alternativa . - Geobiología, 2009. - Iss. 7 , núm. 1 . - P. 1-7 . -doi : 10.1111/ j.1472-4669.2009.00188.x . — PMID 19200141 .
↑ Los "planetas de luz" están en el océano
↑ La formación de oxígeno en la naturaleza y su producción en la tecnología. © Facultad de Zooingeniería de la Academia Agrícola de Moscú
↑ Dole, Malcolm. El Diario de Fisiología General . - 1965. - Edicion. 49 , núm. 1 . doi : 10.1085 /jgp.49.1.5 . —PMID 5859927 .
↑ TASS: Ciencia - Científicos: el oxígeno en la atmósfera terrestre apareció 800 millones de años antes de lo que se pensaba
↑ Ryabin V. A. et al. , Propiedades termodinámicas de las sustancias, 1977 , p. 127.
↑ 1 2 3 Base de datos de estructuras cristalinas inorgánicas
↑ Yu. A. Freiman, HJ Jodl. Oxígeno sólido // Informes de física. - 2004. - T. 401 , N° 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 y Kazumasa Honda. O 8 Estructura de racimo de la fase épsilon de oxígeno sólido // Phys. Rvdo. Let.. - 2006. - T. 97 . - S. 085503 . -doi : 10.1103 / PhysRevLett.97.085503 .
↑ Lars F. Lundegaard, Gunnar Weck, Malcolm I. McMahon, Serge Desgreniers, Paul Loubeyre. Observación de una red molecular de O 8 en la fase ε del oxígeno sólido // Nature . - 2006. - vol. 443 . - P. 201-204 . -doi : 10.1038/ naturaleza05174 .
↑ Margaret-Jane Crawford y Thomas M. Klapötke. El catión trifluorooxonio, OF 3+ ( inglés) // Journal of Fluorine Chemistry. - 1999. - vol. 99 , edición. 2 . - P. 151-156 . - doi : 10.1016/S0022-1139(99)00139-6 .
↑ Curie P., Curie M. Effets chimiques produits par les rayons de Becquerel (francés) // Comptes rendus de l'Académie des Sciences :revista. - 1899. - vol. 129 . - P. 823-825 .
↑ Química de radiación // Diccionario enciclopédico de un joven químico. 2ª ed. / Comp. V. A. Kritsman, V. V. Stanzo. - M. : Pedagogía , 1990. - S. 200 . — ISBN 5-7155-0292-6 .
↑ Una guía para médicos de emergencia / Mikhailovich V.A. - 2nd ed., Revised. y adicional - L. : Medicina, 1990. - S. 28-33. — 544 pág. - 120.000 ejemplares. - ISBN 5-225-01503-4 .
↑ Food-Info.net: Números electrónicos: E948: Oxígeno .
↑ Productos químicos nocivos: compuestos inorgánicos de elementos de los grupos V-VIII. Directorio. - L., 1989. - S. 150-170

Literatura

Oxígeno / Zlomanov V.P. // Kireev - Congo. - M .: Gran Enciclopedia Rusa, 2009. - P. 59. - ( Gran Enciclopedia Rusa : [en 35 volúmenes] / editor en jefe Yu. S. Osipov ; 2004-2017, v. 14). — ISBN 978-5-85270-345-3 .
Ryabin V. A., Ostroumov M. A., Svit T. F. Propiedades termodinámicas de las sustancias. Directorio. - L. : Química , 1977. - 392 p.

De BDT:

Saunders N. El oxígeno y los elementos del grupo 16. Oxf., 2003. (Inglés)
Drozdov A. A., Zlomanov V. P., Mazo G. N., Spiridonov F. M. Química inorgánica. M., 2004. T. 2.
Shriver D., Atkins P. Química inorgánica. M., 2004. T. 1-2.