Кісларод

З пляцоўкі Вікіпедыя
Перайсці да: рух, знайсці
8 АзотКіслародФтор
O
v
S
Вадарод Гелій Літый Берылій Бор Вуглярод Азот Кісларод Фтор Неон Натрый Магній Алюміній Крэмній Фосфар Сера Хлор Аргон Калій Кальцый Скандый Тытан Ванадый Хром Марганец Жалеза Кобальт Нікель Медзь Цынк Галій Германій Мыш'як Селен Бром Крыптон Рубідый Стронцый Ітрый Цырконій Ніёбій Малібдэн Тэхнецый Рутэній Родый Паладый Серабро Кадмій Індый Волава Сурма Тэлур Ёд Ксенон Цэзій Барый Лантан Цэрый Празеадым Неадым Праметый Самарый Еўропій Гадаліній Тэрбій Дыспрозій Гольмій Эрбій Тулій Ітэрбій Лютэцый Гафній Тантал Вальфрам Рэній Осмій Ірыдый Плаціна Золата Ртуць Талій Свінец Вісмут Палоній Астат Радон Францый Радый Актыній Торый Пратактыній Уран Нептуній Плутоній Амерыцый Кюрый Берклій Каліфорній Эйнштэйній Фермій Мендзялевій Нобелій Лаўрэнсій Рэзерфордый Дубній Сіборгій Борый Хасій Мейтнерый Дармштадтый Рэнтгеній Каперніцый Унунтрый Унунквадый Унунпентый Унунгексій Унусептый УнуноктыйПерыядычная сістэма элементаў
8O
Вонкавы від простага рэчыва
Liquid Oxygen.gif
Вадкі кісларод, газ без колеру, смаку і паху;
блакітнаватая вадкасць
(пры нізкіх тэмпературах)
Уласцівасці атама
Імя, сімвал, нумар

Кісларо́д / Oxygenium (Oxygen)(O), 8

Атамная маса
(малярная маса)

[15,99903; 15,99977][кам 1][1] а. а. м. (г/моль)

Электронная канфігурацыя

[He] 2s2 2p4

Радыус атама

60 (48) пм

Хімічныя ўласцівасці
Кавалентны радыус

73 пм

Радыус іона

132 (-2e) пм

Электраадмоўнасць

3,44 (шкала Полінга)

Электродны патэнцыял

0

Ступені акіслення

-2, −1, , -⅓, 0, ½, +1, +2

Энергія іанізацыі
(першы электрон)

1313,1 (13,61) кДж/моль (эв)

Тэрмадынамічныя ўласцівасці простага рэчыва
Шчыльнасць (пры з. у.)

0,00142897 г/см³

Тэмпература плаўлення

54,8 К (-218,35 °C)

Тэмпература кіпення

90,19 К (-182,96 °C)

Цеплыня плаўлення

0,444 кДж/моль

Цеплыня выпарэння

3,4099 кДж/моль

Малярная цеплаёмістасць

29,4[2] Дж/(K·моль)

Малярны аб'ём

14,0 см³/моль

Крышталічная рашотка простага рэчыва
Структура рашоткі

манаклінная

Параметры рашоткі

a=5,403 b=3,429 c=5,086 β=135,53 Å

Тэмпература Дэбая

155 K

Іншыя характарыстыкі
Цеплаправоднасць

(300 K) 0,027 Вт/(м·К)

8 Кісларод
O
15,999
2s²2p4

Кісларод (лац.: Oxygenium) Oхімічны элемент VI групы перыядычнай сістэмы з атамным лікам 8. Гэты член групы халькагенаў па перыядычнай табліцы з'яўляецца высокарэакцыйным неметалічным элементам і акісляльнікам, які лёгка ўтварае злучэнні, у прыватнасці аксіды, з большасцю элементаў[3]. Паводле масы кісларод з'яўляецца трэцім найбольш распаўсюджаным элементам у сусвеце пасля вадароду і гелію. Пры стандартных умовах малекулярны кісларод складаецца з двух атамаў, утвараючы, такім чынам, двухатамны газ (O2), які не мае колеру, паху і смаку.

Характарыстыка[правіць | правіць зыходнік]

Структура[правіць | правіць зыходнік]

Мадэль малекулы кіслароду

У стандартных умовах кісларод — газ без колеру і паху, мае формулу O2, Парадак сувязі ў малекуле — 2. Асноўны стан малекулы — трыплетная форма. У малекуле ёсць два няспараныя электроны на зведзеных арбіталях, таму рэчыва з'яўляецца парамагнітным. Вадкі кісларод істотна прыцягаецца да магніта, мосцік з рэчыва добра трымаецца паміж палюсамі. Энергія сувязі меншая за энергію ў малекуле азоту, бо няспараныя электроны знаходзяцца на антысувязваючых арбіталях. У малекуле азоту гэтыя арбіталі застаюцца свабоднымі.[4]

У сінглетнай форме кіслароду ўсе электроны маюць пару на арбіталі. Гэты стан кіслароду вышэй па энергіі, таму такая малекула метастабільная. Сінглетная форма больш актыўная хімічна, у тым ліку ў адносінах да арганічных малекул. У працэсе фотасінтэзу вырабляецца сінглетны кісларод, таму фотасінтэзуючыя арганізмы вымушаны штучна пазбаўляць кісларод энергіі, каб ён не пашкодзіў тканкі.

Алатропія[правіць | правіць зыходнік]

Структура азону

Звычайная алатропная форма кіслароду — O2, з даўжынёй сувязі 121 пм, энергіяй сувязі 498 кДж/моль. Кажучы пра кісларод як рэчыва, маюць на ўвазе менавіта гэту мадыфікацыю.

Азон (O3) — вельмі актыўная алатропная форма. Калі канцэнтраваны азон удыхнуць, ён можа нават пашкодзіць лёгкія. Існуе ў вышэйшых слаях атмасферы, атрымліваючыся з кіслароду пад ультрафіялетавымі промнямі.[5] Азон моцна паглынае ў УФ-вобласці спектру, а таму яго слой з'яўляецца экранам супраць УФ-промняў.[5]

Фізічныя ўласцівасці[правіць | правіць зыходнік]

У вадзе раствараецца лепш за азот. У раўнавазе з паветрам у вадзе на кожную малекулу азоту існуе 2 малекулы кіслароду (у атмасферы — 4 малекулы азоту на 1 малекулу кіслароду). Колькасць у растворы залежыць ад тэмпературы: 14.6 мг/л у 0 °C, амаль у два разы менш — 7.6 мг/л — у 100 °C. Існуе таксама залежнасць ад складу самога раствору: пры 25 °C і 1 атм у 1 л чыстай вады змяшчаецца 6.04 мл кіслароду, у 1 л марской вады — каля 4.95 мл.

Цвёрды і вадкі кісларод — блакітныя празрыстыя рэчывы. Вадкі кісларод высокай чысціні можна атрымаць з дапамогай фракцыйнай дыстыляцыі паветра. Гэта вельмі агрэсіўны акісляльнік, таму яго нельга трымаць побач з арганічнымі рэчывамі.

Ізатопы[правіць | правіць зыходнік]

Існуюць 3 ўстойлівыя ізатопы кіслароду натуральнага паходжання — 17O, 18O і 16O; апошні самы распаўсюджаны. Найбольшая частка 16O сінтэзуецца ў працэсе аб'яднання гелію ў канцы жыццёвага цыкла зоркі. Большасць 18O атрымліваецца фіксацыяй ядра 4He ізатопам 14N на апошніх стадыях існавання зорак вялікага памеру.

Таксама існуюць 14 радыеактыўных ізатопаў кіслароду. Самы ўстойлівы з іх — 15O, перыяд паўраспаду 112.24 секунды, а таксама 14O, перыяд паўраспаду 70.606 секунд. Усе астатнія жывуць не больш за 27 секунд (значная частка — менш за 0.083 с).

Распаўсюджанасць[правіць | правіць зыходнік]

Кісларод з'яўляецца самым распаўсюджаным хімічным элементам комплексу зямной кары, біясферы, воднай абалонкі і паветра (па масе). У Сусвеце — трэці па распаўсюджанасці пасля вадароду і гелію. Складае каля 0,9 % масы Сонца, 49,2 % зямной кары і каля 88,8 % — воднай абалонкі Зямлі.[6]

Колькасць кіслароду ў атмасферы Зямлі незвычайная, калі параўнаць з атмасферамі Марса і Венеры. Гэта тлумачыцца кругаваротам кіслароду з удзелам жывых істот. Вялікую ролю ў гэтым цыкле адыгрывае фотасінтэз, бо адзін з яго прадуктаў — свабодны кісларод. На цяперашні час, стварэнне і ўжыванне кіслароду знаходзяцца ў раўнавазе, закранаюць каля 1/2000 атмасфернага кіслароду за год.

Вялікая колькасць кіслароду знаходзіцца ў растворы ў вадзе. Здольнасць растварацца павялічваецца, калі зніжаецца тэмпература — і гэта адыгрывае вялікую ролю для жыцця ў акіяне. У палярных водах растворана больш кіслароду — шчыльнасць жывых істот у іх таксама большая.

Біялагічная роля[правіць | правіць зыходнік]

Фотасінтэз і дыханне[правіць | правіць зыходнік]

Натуральна свабодны кісларод — прадукт фатолізу вады, часткі этапу святла фотасінтэзу. Зялёныя водарасці і цыянабактэрыі акіяна вырабляюць каля 70 % кіслароду. Астатняя частка належыць наземным раслінам.[7] Зыходзячы з іншых крыніц, акіянам належыць каля 45 % кіслароду.[8]

Спрошчанае ўраўненне рэакцыі фотасінтэзу:

6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

На выраб адной малекулы кіслароду патрабуецца энергія чатырох фатонаў. Істотным вынікам працэсу з'яўляецца градыент канцэнтрацыі іонаў H+, энергія градыента выкарыстоўваецца на стварэнне АТФ. O2, які застаецца пасля акіслення вады, трапляе ў атмасферу.

Свабодны кісларод мае крытычнае значэнне для дыхання ўсіх аэробных арганізмаў. Ён выкарыстоўваецца ў мітахондрыях клетак для сінтэзу АТФ. Спрошчаная рэакцыя дыхання па сутнасці адваротная да фотасінтэзу:

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O.

У пазваночных кісларод трапляе праз мембраны лёгкіх у эрытрацыты крыві, звязваецца гемаглабінам, пры гэтым колер бялку змяняецца з цёмна-чырвонага на чырвоны. Некаторыя жывёлы замест гемаглабіну маюць гемацыянін (галаваногія малюскі і некаторыя членістаногія) альбо гэмерытрын. Адзін літр крыві растварае да 200 мл кіслароду.

Некаторыя актыўныя формы кіслароду (як, напрыклад, H2O2) таксічныя для арганізмаў, але з'яўляюцца пабочнымі прадуктамі метабалізму. Гэтыя ж пераксіды таксама выкарыстоўваюцца імуннай сістэмай ў барацьбе з мікраарганізмамі.

Дарослы чалавек удыхае 1,8—2,4 г кіслароду за хвіліну. Гэта больш за 6 мільярдаў тон у год — усім чалавецтвам.

Геалагічнае стварэнне[правіць | правіць зыходнік]

У атмасферы кіслароду амаль не было, пакуль не з'явіліся фотасінтэнуючыя арганізмы (каля 3.5 мільярдаў гадоў таму). Падчас палеапратэразою (3—2.3 мільярды гадоў назад) свабоднага кіслароду стала шмат, але першы мільярд гадоў ён рэагаваў са злучэннямі жалеза, якія былі раствораны ў акіяне. Калі такіх паглынальнікаў пачало не хапаць, кісларод трапіў у атмасферу. Новае актыўнае рэчыва было атрутным для ўсіх жывых істот. Калі ў атмасферы яго зрабілася шмат, адбылася Кіслародная катастрофа (каля 2.4 млрд гадоў назад). Пасля віды (эўкарыёты) пачалі адаптавацца да новых умоў, стварыўшы аэробнае дыханне.

У перыяд кембрыя (540 млн гадоў назад) колькасць кіслароду ў паветры змянялася ад 15 % да 30 %. Падчас каменнавугальнага перыяду гэтая лічба дасягала найвышэйшае ступені — 35 %. На сённяшні дзень дзейнасць чалавека амаль не ўплывае на колькасць газу, якога каля 21 % па аб'ёму. З цяперашняй хуткасцю фатасінтэзу патрабуецца 2000 гадоў, каб цалкам аднавіць запас кіслароду ў паветры.

Гісторыя адкрыцця[правіць | правіць зыходнік]

Адзін з першых эксперыментаў, які пацвердзіў залежнасць паміж гарэннем і паветрам, правёў Філон Візантыйскі ў 2 стагоддзі да н.э. У працы Пнеўматыка ён апісаў, што калі свечку, якая стаіць у ёмістасці з вадой, накрыць іншай ёмістасцю, то частка вады зацягнецца ўнутр, а пасля свечка пагасне. Філон вырашыў, што частка паветра ў ёмістасці становіцца першасным элементам, агнём, і працякае праз сітавіны (поры) у шкле.

У канцы XVII стагоддзя Роберт Бойль паказаў, што для гарэння неабходна паветра. Англійскі хімік Джон Меёў удакладніў працу, паказаўшы, што толькі частка паветра падтрымлівае агонь. Меёў назваў яе spiritus nitroaureus. У адным з эксперыментаў ён вызначыў, што калі ў ізаляваным кантэйнеры над вадой пакінуць запаленую свечку альбо мыш, то вада, зацягнуўшыся, будзе займаць 1/14 аб'ёму кантэйнера. Джон Меёў вырашыў, што spiritus nitroaureus неабходны і для гарэння, і для дыхання.

Яшчэ ў адным эксперыменце Маёў адзначыў, што антымоній павялічваецца ў вазе, калі яго пагрэць, і заключыў, што spiritus nitroaureus злучаецца з ім. Ён лічыў, што лёгкія паглынаюць spiritus nitroaureus з паветра і перадаюць яго крыві; што магчымасць жывёл рухацца і быць цяплейшымі за асяроддзе — вынік рэакцыі са spiritus nitroaureus. Вынікі яго доследаў апублікаваныя ў трактаце «Дыханне», 1668.

Тэорыя флагістону[правіць | правіць зыходнік]

Шмат навукоўцаў XVII—XVIII стст. атрымлівалі кісларод — Міхаіл Ламаносаў, Роберт Гук, Оле Борх, П'ер Баен. Але ніхто з іх не разглядаў яго як самастойны элемент. Працэс гарэння абгрунтоўваўся тэорыяй флагістону. Згодна з гэтай тэорыяй усе рэчывы, якія могуць гарэць, складаюцца з дзвюх частак — флагістону і акаліны. Флагістон аддзяляецца падчас гарэння, дэфлагістанаваная акаліна застаецца. Найбольш гаручыя рэчывы, пасля якіх застаецца няшмат рэштак (напрыклад, вугаль) складаюцца амаль з чыстага флагістону; тыя, што гараць дрэнна альбо зусім не гараць, амаль не маюць флагістону. Паводле гэтай тэорыі, паветра ніякім чынам не ўплывае на гарэнне. Такая выснова была зроблена з назірання полымя: здаецца, што рэчыва нешта губляе. Павялічэнне масы большасці рэчываў было незаўважана, бо прадукты іх гарэння — газы. На самай справе, адзін з аргументаў супраць флагістону якраз той, што вага металаў у працэсе гарэння павялічваецца. Але нават гэта магло тлумачыцца «адмоўнай масай» флагістону.[9]

Адкрыццё[правіць | правіць зыходнік]

Першым кісларод адкрыў шведскі фармацэўт Карл Вільгельм Шэеле. Ён атрымаў газ раскладаннем аксіду ртуці і розных нітратаў у 1772[6], назваўшы рэчыва «вогненым паветрам» ў трактаце «Пра паветра і агонь». Трактаце быў апублікаваны ў 1777.

У гэты жа час, 1 жніўня 1774, Джозеф Прыстлі факусіраваў сонечнае святло на аксідзе ртуці ў шкляной трубцы. Газ, які атрымаўся, ён назваў дэфлагістанаваным паветрам.[6] Ён заўважыў, што ў гэтым газе полымя свечкі ярчэйшае, а мышы жывуць даўжэй. Паспрабаваўшы ўдыхнуць газ, Прыстлі потым пісаў: «Адчуванне ў маіх лёгкіх амаль не адрознівалася ад звычайнага, але праз некаторы час я адчуваў асаблівую лёгкасць».

Вядомы французскі хімік Антуан Ларан Лавуазье пасля сцвярджаў, што атрымаў газ самастойна. Тым не менш, у 1774 Прыстлі расказваў Лавуазье пра свае вопыты. Шэеле таксама дасылаў яму ліст, ў якім апісваў новае рэчыва, але Лавуазье сцвярджаў, што ніколі гэты ліст не атрымліваў (Копія ліста была знойдзена ў Шэеле пасля яго смерці).

Уклад Лавуазье[правіць | правіць зыходнік]

Тое, што Лавуазье неаспрэчна зрабіў — колькасныя вопыты з акісленнем і першае правільнае абгрунтаванне працэсу гарэння.[6] Ён выкарыстаў вынікі доследаў, каб абвергнуць тэорыю флагістону і пацвердзіць, што рэчыва, адкрытае Дж. Прыстлі і К. Шэеле — самастойны элемент.

У адным з доследаў Лавуазье адзначыў, што калі волава грэць з паветрам у ізаляваным кантэйнеры, павялічэння агульнай вагі няма.[6] Калі ён адкрыў пасудзіну, паверта рэзка ўцягнулася ўнутр. Гэта значыць, што частка паветра паглынаецца волавам. Вага цвёрдай часткі сапраўды павялічылася, роўна настолькі, колькі паветра ўвайшло пасля. Вынікі эксперыментаў былі апублікаваны ў кнізе Sur la combustion en général, 1997. У гэта кнізе Лавуазье сцвярджае, што паветра — сумесь двух газаў, азоту (грэч. безжыццёвы) і «Жыццёвага паветра».

Атрыманне[правіць | правіць зыходнік]

100 мільёнаў тон кіслароду за год атрымліваюць з дапамогай двух метадаў. Гэта фракцыйная дыстыляцыя і абсорбцыя азоту на цэалітным «малекулярным рэшаце». У апошнім выпадку чысціня кіслароду дасягае 90—93 %.[10]

Кісларод таксама атрымліваецца электролізам вады, у дадзеным выпадку ён з'яўляецца пабочным прадуктам. Ток павінен быць пастаянным: калі ён пераменны, то вадарод і кісларод атрымліваюцца ў сумесі 2:1 на абодвух электродах. Падобны метад атрымання — электракаталітычны, з аксідаў і кіслародазмяшчальных кіслот. Атрымаць кісларод можна раскладаннем рэчываў. Некаторыя з гэтых рэакцый выкарыстоўваюцца ў хімічных крыніцах кіслароду на падводных лодках, грамадзянскіх самалётах.

Кошт кіслароду (на 2001) складаў 0.21 долараў на кілаграм. Асноўная частка кошту — энергія, якая патрэбная на звадкаванне паветра, таму ён будзе прывязаны да кошту электрычнасці.[11]

Прымяненне[правіць | правіць зыходнік]

Металургія, апрацоўка металаў (зварка, рэзка), транспарт (акісляльнік паліва), шматлікія тэхналагічныя працэсы хімічнай прамысловасці.

Хімічныя злучэнні[правіць | правіць зыходнік]

У большасці злучэнняў ступень акіслення кіслароду −2, таксама сустракаецца −1 — у пераксідах, −1/2 у надпераксідах, −1/3 у азанідах, +1/2 — іон O2+, +1 — фтарыд дыаксіду; +2 — фтарыд кіслароду.

Неарганічныя злучэнні[правіць | правіць зыходнік]

Вада з'яўляецца аксідам вадароду, гэта найбольш вядомае злучэнне кіслароду. Паміж малекуламі рэчыва існуе вадародная сувязь з энергіяй каля 23,1 кДж/моль на атам вадароду. Гэта павялічвае шчыльнасць малекул на 15 % у параўнанні з тым, што можна чакаць з простага Ван-дэр-Ваальсаўскага ўзаемадзеяння, а таксама спрыяе зніжэнню тэмпературы кіпення.

З-за сваёй высокай электраадмоўнасці кісларод утварае сувязі амаль з усімі хімічнымі элементамі, утвараючы аксіды. Некаторыя металы, у прыватнасці тытан і алюміній, акісляюцца ў паветры, утвараючы на паверхні корку аксіду, і гэта спыняе іх карозію. Некаторыя аксіды маюць нестэхіяметрычны склад, напрыклад формулу FeO трэба пісаць як Fe1-xO, дзе x звычайна каля 0.05.

Кісларод прысутнічае ў атмасферы ў выглядзе дыаксіду вугляроду (CO2). У склад горных парод уваходзіць вялікая колькасць аксідаў алюмінію і крэмнію, жалеза, а таксама вапняк. Астатняя частка зямной кары — таксама кіслародазмяшчальныя злучэнні, у прыватнасці складаныя сілікаты. Мантыя зямлі, маючы істотна большую масу, складаецца галоўным чынам з сілікатаў магнію і жалеза.

Сілікаты, якія раствараюцца ў вадзе, выкарыстоўваюцца ў якасці клеяў і дэтэргентаў.

Малекулярны кісларод можа быць лігандам для пераходных металаў. Вядомы таму прыклад — гемавыя бялкі, у прыватнасці гемаглабін і міяглабін.

Арганічныя злучэнні[правіць | правіць зыходнік]

Найбольш важныя класы арганічных рэчываў, якія змяшчаюць кісларод, гэта спірты (R—OH), простыя эфіры (R—О—R); кетоны (R—CO—R); альдэгіды (R—CO—H); арганічныя кіслоты (R—COOH); складаныя эфіры (R—COO—R); ангідрыды (R—CO—O—CO—R); аміды (R—C(O)—NR2). Вялікая колькасць распаўсюджаных арганічных растваральнікаў маюць у складзе кісларод: ацэтон, метанол, этанол, прапанол, фуран, ТГФ, дыэтылавы эфір, этылавы эфір воцатнай кіслаты, ДМФ, ДМСО, воцатная кіслата, метанавая кіслата. Іншыя істотныя рэчывы: гліцэрын, фармальдэгід, лімонная кіслата, воцатны ангідрыд, ацэтамід.

Элемент знаходзіцца амаль ва ўсіх біямалекулах, неабходных для жыцця. Няшмат складаных біямалекул (такіх, як сквален і каратын) не маюць кіслароду. З усіх найбольш значных для жыцця арганічных малекул, больш за ўсё кіслароду (па масе) ў вугляводах. Таксама кісларод ёсць у фасфатах PO43- і малекулах АТФ і АДФ, крыніцах энергіі, у ланцугах ДНК, у костках жывёл (фасфат кальцыю).

Бяспека[правіць | правіць зыходнік]

Стандарт NFPA 704 вызначае, што сціснуты кісларод бяспечны для здароўя, не гарыць, малаактыўны, але моцны акісляльнік. Вадкі кісларод у нізкай тэмпературы атрымаў клас небяспечнасці 3. Астатнія формы кіслароду атрымалі такую самую ацэнку.

Атрутнасць[правіць | правіць зыходнік]

Кісларод становіцца таксічным для чалавека, калі парцыяльны ціск яго павышаны. Гэта можа прывесці да сутарг і іншых праблем са здароўем. Ніжняя граніца атрутнасці — каля 50 кілапаскаляў, гэта значыць 50 % ў паветры пад стандартным ціскам, альбо 2.5 нармальных парцыяльных ціскаў пры 0 м над узроўнем мора. Гэта не з'яўляецца праблемай для пацыентаў, якім патрэбна штучная вентыляцыя, бо той газ, які трапляе ў кіслародныя маскі, утрымлівае 30—50 % кіслароду (каля 30 кПа пры стандартным ціску).

Дыханне чыстым O2 ў галіне касмічнай тэхнікі (скафандры і раней некаторыя касмічныя караблі) таксама не шкодзіць арганізму чалавека, бо там выкарыстоўваецца нізкі агульны ціск. Парцыяльны ціск кіслароду дасягае 30 кПа, каля 1.4 ад нормы, таму ў крыві касманаўтаў колькасць кіслароду нязначна большая за колькасць кіслароду ў крыві чалавека ў атмасферы зямлі.

Атрутнасць кіслароду мае значэнне для глыбакаводных нырцоў. Працяглае дыханне кіслародам з парцыяльным ціскам больш за 60 кПа можа прывесці да пнеўмасклерозу, з ціскам 160 кПа — да сутарг, якія для дайвераў смяротна небяспечныя. Вострае атручанне кіслародам можа здарыцца і пры дыханні паветранай сумессю (21 % кіслароду) на глыбіні 66 м і болей, пры дыханні чыстым (100 %) кіслародам атручанне можа наступіць ужо на глыбіні 6 м.

Вогненебяспечнасць[правіць | правіць зыходнік]

Высокая канцэнтрацыя кіслароду ў паветры спрыяе гарэнню. Калі крыніца кіслароду знаходзіцца каля добрых аднаўляльнікаў, існуе небяспека пажараў. Кісларод пры гэтым не паліва, а акісляльнік. Пераксіды, хлараты, нітраты, біхраматы, надхлараты таксама моцныя акісляльнікі, яны могуць падпаліць арганічныя рэчывы. Стальныя трубы і танкеры, у якіх захоўваецца ці транспартуецца кісларод, могуць загарэцца, таму іх вытворчасць патрабуе спецыяльнай падрыхтоўкі, каб мінімізаваць магчымасць падпальвання. Разліты вадкі кісларод, увабраўшыся ў арганічныя рэчывы і матэрыялы (дрэва, нафтапрадукты, асфальт і інш.) можа прывесці да выбуху. Акрамя гэтага, крыягенны вадкі кісларод выклікае абмаражэнне.

Заўвагі[правіць | правіць зыходнік]

  1. Тут прыведзены дыяпазон значэнняў атамнай масы. Гэта звязана з нераўнамернасцю распаўсюджання ізатопаў у прыродзе.

Зноскі[правіць | правіць зыходнік]

  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. — Т. 85. — № 5. — С. 1047-1078. — DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02
  2. Химическая энциклопедия: в 5 т / Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.) — Москва: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 387. — 671 с. — 100 000 экз.
  3. WebElements: the periodic table on the web — Oxygen: electronegativities. WebElements.com.
  4. Biochemistry Online.
  5. 5,0 5,1 G. D. Parks; J. W. Mellor Mellor's Modern Inorganic Chemistry (6th ed.). — London: Longmans, Green and Co., 1939.
  6. 6,0 6,1 6,2 6,3 6,4 Gerhard A. Cook; Carol M. Lauer The Encyclopedia of the Chemical Elements — New York: Reinhold Book Corporation, 1968. — С. 499–512.
  7. Fenical, William Plants: the potentials for extracting protein, medicines, and other useful chemicals (workshop proceedings) — Collingdale: DIANE Publishing, 1983. — С. 147. — ISBN 1-4289-2397-7.
  8. J. C. G. Walker The oxygen cycle in the natural environment and the biogeochemical cycles. — Berlin; Heidelberg; New York: Springer-Verlag, 1980. — С. 258. — ISBN 0-387-09688-4.
  9. Н. Л. Глинка Общая химия — Москва: Химия, 1965. — С. 23. — 688 с.
  10. Overview of Cryogenic Air Separation and Liquefier Systems — Universal Industrial Gases, Inc..
  11. Space Shuttle Use of Propellants and Fluids. — National Aeronautics and Space Administration, 2001. — С. 1—2.

Спасылкі[правіць | правіць зыходнік]

Commons