Кислород

Эта статья о химическом элементе. Чтобы узнать о других значениях, см. Кислород (значения) .

Кислород, ₈ О

Наполненная кислородом газоразрядная трубка светится фиолетовым светом.
Кислород
Аллотропы	O 2 , O 3 ( озон ) и более (см. Аллотропы кислорода )
Появление	газ: бесцветный жидкий и твердый: бледно-голубой
Стандартный атомный вес А р °(О)
	[ 15.999 03 ,  15.999 77 ] 15,999 ± 0,001 ( сокращенно )
Избыток
в земной коре	461000 частей на миллион
Oxygen in the periodic table
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson – ↑ O ↓ S nitrogen ← oxygen → fluorine
Atomic number (Z)	8
Group	group 16 (chalcogens)
Period	period 2
Block	p-block
Electron configuration	[He] 2s2 2p4
Electrons per shell	2, 6
Physical properties
Phase at STP	gas
Melting point	(O2) 54.36 K ​(−218.79 °C, ​−361.82 °F)
Boiling point	(O2) 90.188 K ​(−182.962 °C, ​−297.332 °F)
Density (at STP)	1.429 g/L
when liquid (at b.p.)	1.141 g/cm3
Triple point	54.361 K, ​0.1463 kPa
Critical point	154.581 K, 5.043 MPa
Heat of fusion	(O2) 0.444 kJ/mol
Heat of vaporization	(O2) 6.82 kJ/mol
Molar heat capacity	(O2) 29.378 J/(mol·K)
Vapor pressure P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K)       61 73 90
Atomic properties
Oxidation states	−2, −1, 0, +1, +2
Electronegativity	Pauling scale: 3.44
Ionization energies	1st: 1313.9 kJ/mol 2nd: 3388.3 kJ/mol 3rd: 5300.5 kJ/mol (more)
Covalent radius	66±2 pm
Van der Waals radius	152 pm
Spectral lines of oxygen
Other properties
Natural occurrence	primordial
Crystal structure	​cubic (cP16)
Lattice constant	a = 678.28 pm (at t.p.)
Thermal conductivity	26.58×10−3  W/(m⋅K)
Magnetic ordering	paramagnetic
Molar magnetic susceptibility	+3449.0×10−6 cm3/mol (293 K)
Speed of sound	330 m/s (gas, at 27 °C)
CAS Number	7782-44-7
History
Discovery	Michael Sendivogius Carl Wilhelm Scheele (1604, 1771)
Named by	Antoine Lavoisier (1777)
Isotopes of oxygen
Main isotopes Decay abun­dance half-life (t1/2) mode pro­duct 15O trace 122.266 s β+100% 15N 16O 99.8% stable 17O 0.0380% stable 18O 0.205% stable

Кислород — химический элемент ; он имеет символ   O и атомный номер 8. Он входит в халькогенов группу в периодической таблице , высокореактивный неметалл и окислитель , который легко образует оксиды с большинством элементов, а также с другими соединениями . Кислород — самый распространенный элемент в земной коре и после водорода и гелия третий по распространенности элемент во Вселенной . При стандартной температуре и давлении два атома элемента связываются с образованием дикислорода , двухатомного газа без цвета и запаха с формулой O.
₂ . Двухатомный кислород в настоящее время составляет 20,95% атмосферы Земли , хотя ситуация значительно изменилась за долгие периоды времени . Кислород составляет почти половину земной коры в виде оксидов.

All plants, animals, and fungi need oxygen for cellular respiration, which extracts energy by the reaction of oxygen with molecules derived from food and produces carbon dioxide as a waste product. In tetrapods breathing brings oxygen into the lungs where gas exchange takes place, carbon dioxide diffuses out of the blood, and oxygen diffuses into the blood. The body's circulatory system transports the oxygen to the cells, where cellular respiration takes place.

Many major classes of organic molecules in living organisms contain oxygen atoms, such as proteins, nucleic acids, carbohydrates, and fats, as do the major constituent inorganic compounds of animal shells, teeth, and bone. Most of the mass of living organisms is oxygen as a component of water, the major constituent of lifeforms. Oxygen is continuously replenished in Earth's atmosphere by photosynthesis, which uses the energy of sunlight to produce oxygen from water and carbon dioxide. Oxygen is too chemically reactive to remain a free element in air without being continuously replenished by the photosynthetic action of living organisms. Another form (allotrope) of oxygen, ozone (O
₃), strongly absorbs ultraviolet UVB radiation and the high-altitude ozone layer helps protect the biosphere from ultraviolet radiation. However, ozone present at the surface is a byproduct of smog and thus a pollutant.

Oxygen was isolated by Michael Sendivogius before 1604, but it is commonly believed that the element was discovered independently by Carl Wilhelm Scheele, in Uppsala, in 1773 or earlier, and Joseph Priestley in Wiltshire, in 1774. Priority is often given for Priestley because his work was published first. Priestley, however, called oxygen "dephlogisticated air", and did not recognize it as a chemical element. The name oxygen was coined in 1777 by Antoine Lavoisier, who first recognized oxygen as a chemical element and correctly characterized the role it plays in combustion.

Common uses of oxygen include production of steel, plastics and textiles, brazing, welding and cutting of steels and other metals, rocket propellant, oxygen therapy, and life support systems in aircraft, submarines, spaceflight and diving.

History of study

Early experiments

One of the first known experiments on the relationship between combustion and air was conducted by the 2nd century BCE Greek writer on mechanics, Philo of Byzantium. In his work Pneumatica, Philo observed that inverting a vessel over a burning candle and surrounding the vessel's neck with water resulted in some water rising into the neck. Philo incorrectly surmised that parts of the air in the vessel were converted into the classical element fire and thus were able to escape through pores in the glass. Many centuries later Leonardo da Vinci built on Philo's work by observing that a portion of air is consumed during combustion and respiration.

In the late 17th century, Robert Boyle proved that air is necessary for combustion. English chemist John Mayow (1641–1679) refined this work by showing that fire requires only a part of air that he called spiritus nitroaereus. In one experiment, he found that placing either a mouse or a lit candle in a closed container over water caused the water to rise and replace one-fourteenth of the air's volume before extinguishing the subjects. From this, he surmised that nitroaereus is consumed in both respiration and combustion.

Mayow observed that antimony increased in weight when heated, and inferred that the nitroaereus must have combined with it. He also thought that the lungs separate nitroaereus from air and pass it into the blood and that animal heat and muscle movement result from the reaction of nitroaereus with certain substances in the body. Accounts of these and other experiments and ideas were published in 1668 in his work Tractatus duo in the tract "De respiratione".

Phlogiston theory

Main article: Phlogiston theory

Robert Hooke, Ole Borch, Mikhail Lomonosov, and Pierre Bayen all produced oxygen in experiments in the 17th and the 18th century but none of them recognized it as a chemical element. This may have been in part due to the prevalence of the philosophy of combustion and corrosion called the phlogiston theory, which was then the favored explanation of those processes.

Established in 1667 by the German alchemist J. J. Becher, and modified by the chemist Georg Ernst Stahl by 1731, phlogiston theory stated that all combustible materials were made of two parts. One part, called phlogiston, was given off when the substance containing it was burned, while the dephlogisticated part was thought to be its true form, or calx.

Highly combustible materials that leave little residue, such as wood or coal, were thought to be made mostly of phlogiston; non-combustible substances that corrode, such as iron, contained very little. Air did not play a role in phlogiston theory, nor were any initial quantitative experiments conducted to test the idea; instead, it was based on observations of what happens when something burns, that most common objects appear to become lighter and seem to lose something in the process.

Discovery

Joseph Priestley is usually given priority in the discovery.

Polish alchemist, philosopher, and physician Michael Sendivogius (Michał Sędziwój) in his work De Lapide Philosophorum Tractatus duodecim e naturae fonte et manuali experientia depromti ["Twelve Treatises on the Philosopher's Stone drawn from the source of nature and manual experience"] (1604) described a substance contained in air, referring to it as 'cibus vitae' (food of life,) and according to Polish historian Roman Bugaj, this substance is identical with oxygen. Sendivogius, during his experiments performed between 1598 and 1604, properly recognized that the substance is equivalent to the gaseous byproduct released by the thermal decomposition of potassium nitrate. In Bugaj's view, the isolation of oxygen and the proper association of the substance to that part of air which is required for life, provides sufficient evidence for the discovery of oxygen by Sendivogius. This discovery of Sendivogius was however frequently denied by the generations of scientists and chemists which succeeded him.

It is also commonly claimed that oxygen was first discovered by Swedish pharmacist Carl Wilhelm Scheele. He had produced oxygen gas by heating mercuric oxide (HgO) and various nitrates in 1771–72. Scheele called the gas "fire air" because it was then the only known agent to support combustion. He wrote an account of this discovery in a manuscript titled Treatise on Air and Fire, which he sent to his publisher in 1775. That document was published in 1777.

In the meantime, on August 1, 1774, an experiment conducted by the British clergyman Joseph Priestley focused sunlight on mercuric oxide contained in a glass tube, which liberated a gas he named "dephlogisticated air". He noted that candles burned brighter in the gas and that a mouse was more active and lived longer while breathing it. After breathing the gas himself, Priestley wrote: "The feeling of it to my lungs was not sensibly different from that of common air, but I fancied that my breast felt peculiarly light and easy for some time afterwards." Priestley published his findings in 1775 in a paper titled "An Account of Further Discoveries in Air", which was included in the second volume of his book titled Experiments and Observations on Different Kinds of Air. Because he published his findings first, Priestley is usually given priority in the discovery.

The French chemist Antoine Laurent Lavoisier later claimed to have discovered the new substance independently. Priestley visited Lavoisier in October 1774 and told him about his experiment and how he liberated the new gas. Scheele had also dispatched a letter to Lavoisier on September 30, 1774, which described his discovery of the previously unknown substance, but Lavoisier never acknowledged receiving it. (A copy of the letter was found in Scheele's belongings after his death.)

Lavoisier's contribution

Antoine Lavoisier discredited the phlogiston theory.

Lavoisier conducted the first adequate quantitative experiments on oxidation and gave the first correct explanation of how combustion works. He used these and similar experiments, all started in 1774, to discredit the phlogiston theory and to prove that the substance discovered by Priestley and Scheele was a chemical element.

In one experiment, Lavoisier observed that there was no overall increase in weight when tin and air were heated in a closed container. He noted that air rushed in when he opened the container, which indicated that part of the trapped air had been consumed. He also noted that the tin had increased in weight and that increase was the same as the weight of the air that rushed back in. This and other experiments on combustion were documented in his book Sur la combustion en général, which was published in 1777. In that work, he proved that air is a mixture of two gases; 'vital air', which is essential to combustion and respiration, and azote (Gk. ἄζωτον "lifeless"), which did not support either. Azote later became nitrogen in English, although it has kept the earlier name in French and several other European languages.

Etymology

Lavoisier renamed 'vital air' to oxygène in 1777 from the Greek roots ὀξύς (oxys) (acid, literally "sharp", from the taste of acids) and -γενής (-genēs) (producer, literally begetter), because he mistakenly believed that oxygen was a constituent of all acids. Chemists (such as Sir Humphry Davy in 1812) eventually determined that Lavoisier was wrong in this regard, but by then the name was too well established.

Oxygen entered the English language despite opposition by English scientists and the fact that the Englishman Priestley had first isolated the gas and written about it. This is partly due to a poem praising the gas titled "Oxygen" in the popular book The Botanic Garden (1791) by Erasmus Darwin, grandfather of Charles Darwin.

Later history

Robert H. Goddard and a liquid oxygen-gasoline rocket

John Dalton's original atomic hypothesis presumed that all elements were monatomic and that the atoms in compounds would normally have the simplest atomic ratios with respect to one another. For example, Dalton assumed that water's formula was HO, leading to the conclusion that the atomic mass of oxygen was 8 times that of hydrogen, instead of the modern value of about 16. In 1805, Joseph Louis Gay-Lussac and Alexander von Humboldt showed that water is formed of two volumes of hydrogen and one volume of oxygen; and by 1811 Amedeo Avogadro had arrived at the correct interpretation of water's composition, based on what is now called Avogadro's law and the diatomic elemental molecules in those gases.

The first commercial method of producing oxygen was chemical, the so-called Brin process involving a reversible reaction of barium oxide. It was invented in 1852 and commercialized in 1884, but was displaced by newer methods in early 20th century.

By the late 19th century scientists realized that air could be liquefied and its components isolated by compressing and cooling it. Using a cascade method, Swiss chemist and physicist Raoul Pierre Pictet evaporated liquid sulfur dioxide in order to liquefy carbon dioxide, which in turn was evaporated to cool oxygen gas enough to liquefy it. He sent a telegram on December 22, 1877, to the French Academy of Sciences in Paris announcing his discovery of liquid oxygen. Just two days later, French physicist Louis Paul Cailletet announced his own method of liquefying molecular oxygen. Only a few drops of the liquid were produced in each case and no meaningful analysis could be conducted. Oxygen was liquefied in a stable state for the first time on March 29, 1883, by Polish scientists from Jagiellonian University, Zygmunt Wróblewski and Karol Olszewski.

An experiment setup for preparation of oxygen in academic laboratories

In 1891 Scottish chemist James Dewar was able to produce enough liquid oxygen for study. The first commercially viable process for producing liquid oxygen was independently developed in 1895 by German engineer Carl von Linde and British engineer William Hampson. Both men lowered the temperature of air until it liquefied and then distilled the component gases by boiling them off one at a time and capturing them separately. Later, in 1901, oxyacetylene welding was demonstrated for the first time by burning a mixture of acetylene and compressed O
₂. This method of welding and cutting metal later became common.

In 1923, the American scientist Robert H. Goddard became the first person to develop a rocket engine that burned liquid fuel; the engine used gasoline for fuel and liquid oxygen as the oxidizer. Goddard successfully flew a small liquid-fueled rocket 56 m at 97 km/h on March 16, 1926, in Auburn, Massachusetts, US.

In academic laboratories, oxygen can be prepared by heating together potassium chlorate mixed with a small proportion of manganese dioxide.

Oxygen levels in the atmosphere are trending slightly downward globally, possibly because of fossil-fuel burning.

Characteristics

Properties and molecular structure

Orbital diagram, after Barrett (2002), showing the participating atomic orbitals from each oxygen atom, the molecular orbitals that result from their overlap, and the aufbau filling of the orbitals with the 12 electrons, 6 from each O atom, beginning from the lowest-energy orbitals, and resulting in covalent double-bond character from filled orbitals (and cancellation of the contributions of the pairs of σ and σ^* and π and π^* orbital pairs).

At standard temperature and pressure, oxygen is a colorless, odorless, and tasteless gas with the molecular formula O
₂, referred to as dioxygen.

As dioxygen, two oxygen atoms are chemically bound to each other. The bond can be variously described based on level of theory, but is reasonably and simply described as a covalent double bond that results from the filling of molecular orbitals formed from the atomic orbitals of the individual oxygen atoms, the filling of which results in a bond order of two. More specifically, the double bond is the result of sequential, low-to-high energy, or Aufbau, filling of orbitals, and the resulting cancellation of contributions from the 2s electrons, after sequential filling of the low σ and σ^* orbitals; σ overlap of the two atomic 2p orbitals that lie along the O–O molecular axis and π overlap of two pairs of atomic 2p orbitals perpendicular to the O–O molecular axis, and then cancellation of contributions from the remaining two 2p electrons after their partial filling of the π^* orbitals.

This combination of cancellations and σ and π overlaps results in dioxygen's double-bond character and reactivity, and a triplet electronic ground state. An electron configuration with two unpaired electrons, as is found in dioxygen orbitals (see the filled π* orbitals in the diagram) that are of equal energy—i.e., degenerate—is a configuration termed a spin triplet state. Hence, the ground state of the O
₂ molecule is referred to as triplet oxygen. The highest-energy, partially filled orbitals are antibonding, and so their filling weakens the bond order from three to two. Because of its unpaired electrons, triplet oxygen reacts only slowly with most organic molecules, which have paired electron spins; this prevents spontaneous combustion.

Liquid oxygen, temporarily suspended in a magnet owing to its paramagnetism

In the triplet form, O
₂ molecules are paramagnetic. That is, they impart magnetic character to oxygen when it is in the presence of a magnetic field, because of the spin magnetic moments of the unpaired electrons in the molecule, and the negative exchange energy between neighboring O
₂ molecules. Liquid oxygen is so magnetic that, in laboratory demonstrations, a bridge of liquid oxygen may be supported against its own weight between the poles of a powerful magnet.

Singlet oxygen is a name given to several higher-energy species of molecular O
₂ in which all the electron spins are paired. It is much more reactive with common organic molecules than is normal (triplet) molecular oxygen. In nature, singlet oxygen is commonly formed from water during photosynthesis, using the energy of sunlight. It is also produced in the troposphere by the photolysis of ozone by light of short wavelength and by the immune system as a source of active oxygen. Carotenoids in photosynthetic organisms (and possibly animals) play a major role in absorbing energy from singlet oxygen and converting it to the unexcited ground state before it can cause harm to tissues.

Allotropes

Main article: Allotropes of oxygen

Space-filling model representation of dioxygen (O₂) molecule

The common allotrope of elemental oxygen on Earth is called dioxygen, O
₂, the major part of the Earth's atmospheric oxygen (see Occurrence). O₂ has a bond length of 121 pm and a bond energy of 498 kJ/mol. O₂ is used by complex forms of life, such as animals, in cellular respiration. Other aspects of O
₂ are covered in the remainder of this article.

Trioxygen (O
₃) is usually known as ozone and is a very reactive allotrope of oxygen that is damaging to lung tissue. Ozone is produced in the upper atmosphere when O
₂ combines with atomic oxygen made by the splitting of O
₂ by ultraviolet (UV) radiation. Since ozone absorbs strongly in the UV region of the spectrum, the ozone layer of the upper atmosphere functions as a protective radiation shield for the planet. Near the Earth's surface, it is a pollutant formed as a by-product of automobile exhaust. At low earth orbit altitudes, sufficient atomic oxygen is present to cause corrosion of spacecraft.

The metastable molecule tetraoxygen (O
₄) was discovered in 2001, and was assumed to exist in one of the six phases of solid oxygen. It was proven in 2006 that this phase, created by pressurizing O
₂ to 20 GPa, is in fact a rhombohedral O
₈ cluster. This cluster has the potential to be a much more powerful oxidizer than either O
₂ or O
₃ and may therefore be used in rocket fuel. A metallic phase was discovered in 1990 when solid oxygen is subjected to a pressure of above 96 GPa and it was shown in 1998 that at very low temperatures, this phase becomes superconducting.

Physical properties

Liquid oxygen boiling (O₂)

See also: Liquid oxygen and solid oxygen

Oxygen dissolves more readily in water than nitrogen, and in freshwater more readily than in seawater. Water in equilibrium with air contains approximately 1 molecule of dissolved O
₂ for every 2 molecules of N
₂ (1:2), compared with an atmospheric ratio of approximately 1:4. The solubility of oxygen in water is temperature-dependent, and about twice as much (14.6 mg/L) dissolves at 0 °C than at 20 °C (7.6 mg/L). At 25 °C and 1 standard atmosphere (101.3 kPa) of air, freshwater can dissolve about 6.04 milliliters (mL) of oxygen per liter, and seawater contains about 4.95 mL per liter. At 5 °C the solubility increases to 9.0 mL (50% more than at 25 °C) per liter for freshwater and 7.2 mL (45% more) per liter for sea water.

Oxygen gas dissolved in water at sea-level
(milliliters per liter)

	5 °C	25 °C
Freshwater	9.00	6.04
Seawater	7.20	4.95

Oxygen condenses at 90.20 K (−182.95 °C, −297.31 °F) and freezes at 54.36 K (−218.79 °C, −361.82 °F). Both liquid and solid O
₂ are clear substances with a light sky-blue color caused by absorption in the red (in contrast with the blue color of the sky, which is due to Rayleigh scattering of blue light). High-purity liquid O
₂ is usually obtained by the fractional distillation of liquefied air. Liquid oxygen may also be condensed from air using liquid nitrogen as a coolant.

Liquid oxygen is a highly reactive substance and must be segregated from combustible materials.

The spectroscopy of molecular oxygen is associated with the atmospheric processes of aurora and airglow. The absorption in the Herzberg continuum and Schumann–Runge bands in the ultraviolet produces atomic oxygen that is important in the chemistry of the middle atmosphere. Excited-state singlet molecular oxygen is responsible for red chemiluminescence in solution.

Table of thermal and physical properties of oxygen (O₂) at atmospheric pressure:

Temperature (K)	Density (kg/m^3)	Specific heat (kJ/kg °C)	Dynamic viscosity (kg/m s)	Kinematic viscosity (m^2/s)	Thermal conductivity (W/m °C)	Thermal diffusivity (m^2/s)	showPrandtl Number
100	3.945	0.962	7.64E-06	1.94E-06	0.00925	2.44E-06	0.796
150	2.585	0.921	1.15E-05	4.44E-06	0.0138	5.80E-06	0.766
200	1.93	0.915	1.48E-05	7.64E-06	0.0183	1.04E-05	0.737
250	1.542	0.915	1.79E-05	1.16E-05	0.0226	1.60E-05	0.723
300	1.284	0.92	2.07E-05	1.61E-05	0.0268	2.27E-05	0.711
350	1.1	0.929	2.34E-05	2.12E-05	0.0296	2.90E-05	0.733
400	0.962	1.0408	2.58E-05	2.68E-05	0.033	3.64E-05	0.737
450	0.8554	0.956	2.81E-05	3.29E-05	0.0363	4.44E-05	0.741
500	0.7698	0.972	3.03E-05	3.94E-05	0.0412	5.51E-05	0.716
550	0.6998	0.988	3.24E-05	4.63E-05	0.0441	6.38E-05	0.726
600	0.6414	1.003	3.44E-05	5.36E-05	0.0473	7.35E-05	0.729
700	0.5498	1.031	3.81E-05	6.93E-05	0.0528	9.31E-05	0.744
800	0.481	1.054	4.15E-05	8.63E-05	0.0589	1.16E-04	0.743
900	0.4275	1.074	4.47E-05	1.05E-04	0.0649	1.41E-04	0.74
1000	0.3848	1.09	4.77E-05	1.24E-04	0.071	1.69E-04	0.733
1100	0.3498	1.103	5.06E-05	1.45E-04	0.0758	1.96E-04	0.736
1200	0.3206	1.0408	5.33E-05	1.661E-04	0.0819	2.29E-04	0.725
1300	0.296	1.125	5.88E-05	1.99E-04	0.0871	2.62E-04	0.721

Isotopes and stellar origin

Main article: Isotopes of oxygen

Late in a massive star's life, ¹⁶O concentrates in the O-shell, ¹⁷O in the H-shell and ¹⁸O in the He-shell.

Naturally occurring oxygen is composed of three stable isotopes, ¹⁶O, ¹⁷O, and ¹⁸O, with ¹⁶O being the most abundant (99.762% natural abundance).

Most ¹⁶O is synthesized at the end of the helium fusion process in massive stars but some is made in the neon burning process. ¹⁷O is primarily made by the burning of hydrogen into helium during the CNO cycle, making it a common isotope in the hydrogen burning zones of stars. Most ¹⁸O is produced when ¹⁴N (made abundant from CNO burning) captures a ⁴He nucleus, making ¹⁸O common in the helium-rich zones of evolved, massive stars.

Fifteen radioisotopes have been characterized, ranging from ¹¹O to ²⁸O. The most stable are ¹⁵O with a half-life of 122.24 seconds and ¹⁴O with a half-life of 70.606 seconds. All of the remaining radioactive isotopes have half-lives that are less than 27 seconds and the majority of these have half-lives that are less than 83 milliseconds. The most common decay mode of the isotopes lighter than ¹⁶O is β⁺ decay to yield nitrogen, and the most common mode for the isotopes heavier than ¹⁸O is beta decay to yield fluorine.

Occurrence

See also: Silicate minerals, Category:Oxide minerals, Stellar population, Cosmochemistry, and Astrochemistry

Ten most common elements in the Milky Way Galaxy estimated spectroscopically

Z	Element	Mass fraction in parts per million
1	Hydrogen	739,000	71 × mass of oxygen (red bar)
2	Helium	240,000	23 × mass of oxygen (red bar)
8	Oxygen	10,400	10400
6	Carbon	4,600	4600
10	Neon	1,340	1340
26	Iron	1,090	1090
7	Nitrogen	960	960
14	Silicon	650	650
12	Magnesium	580	580
16	Sulfur	440	440

Oxygen is the most abundant chemical element by mass in the Earth's biosphere, air, sea and land. Oxygen is the third most abundant chemical element in the universe, after hydrogen and helium. About 0.9% of the Sun's mass is oxygen. Oxygen constitutes 49.2% of the Earth's crust by mass as part of oxide compounds such as silicon dioxide and is the most abundant element by mass in the Earth's crust. It is also the major component of the world's oceans (88.8% by mass). Oxygen gas is the second most common component of the Earth's atmosphere, taking up 20.8% of its volume and 23.1% of its mass (some 10¹⁵ tonnes). Earth is unusual among the planets of the Solar System in having such a high concentration of oxygen gas in its atmosphere: Mars (with 0.1% O
₂ by volume) and Venus have much less. The O
₂ surrounding those planets is produced solely by the action of ultraviolet radiation on oxygen-containing molecules such as carbon dioxide.

Cold water holds more dissolved O
₂.

The unusually high concentration of oxygen gas on Earth is the result of the oxygen cycle. This biogeochemical cycle describes the movement of oxygen within and between its three main reservoirs on Earth: the atmosphere, the biosphere, and the lithosphere. The main driving factor of the oxygen cycle is photosynthesis, which is responsible for modern Earth's atmosphere. Photosynthesis releases oxygen into the atmosphere, while respiration, decay, and combustion remove it from the atmosphere. In the present equilibrium, production and consumption occur at the same rate.

Free oxygen also occurs in solution in the world's water bodies. The increased solubility of O
₂ at lower temperatures (see Physical properties) has important implications for ocean life, as polar oceans support a much higher density of life due to their higher oxygen content. Water polluted with plant nutrients such as nitrates or phosphates may stimulate growth of algae by a process called eutrophication and the decay of these organisms and other biomaterials may reduce the O
₂ content in eutrophic water bodies. Scientists assess this aspect of water quality by measuring the water's biochemical oxygen demand, or the amount of O
₂ needed to restore it to a normal concentration.

Analysis

500 million years of climate change vs. ¹⁸O

Paleoclimatologists measure the ratio of oxygen-18 and oxygen-16 in the shells and skeletons of marine organisms to determine the climate millions of years ago (see oxygen isotope ratio cycle). Seawater molecules that contain the lighter isotope, oxygen-16, evaporate at a slightly faster rate than water molecules containing the 12% heavier oxygen-18, and this disparity increases at lower temperatures. During periods of lower global temperatures, snow and rain from that evaporated water tends to be higher in oxygen-16, and the seawater left behind tends to be higher in oxygen-18. Marine organisms then incorporate more oxygen-18 into their skeletons and shells than they would in a warmer climate. Paleoclimatologists also directly measure this ratio in the water molecules of ice core samples as old as hundreds of thousands of years.

Planetary geologists have measured the relative quantities of oxygen isotopes in samples from the Earth, the Moon, Mars, and meteorites, but were long unable to obtain reference values for the isotope ratios in the Sun, believed to be the same as those of the primordial solar nebula. Analysis of a silicon wafer exposed to the solar wind in space and returned by the crashed Genesis spacecraft has shown that the Sun has a higher proportion of oxygen-16 than does the Earth. The measurement implies that an unknown process depleted oxygen-16 from the Sun's disk of protoplanetary material prior to the coalescence of dust grains that formed the Earth.

Oxygen presents two spectrophotometric absorption bands peaking at the wavelengths 687 and 760 nm. Some remote sensing scientists have proposed using the measurement of the radiance coming from vegetation canopies in those bands to characterize plant health status from a satellite platform. This approach exploits the fact that in those bands it is possible to discriminate the vegetation's reflectance from its fluorescence, which is much weaker. The measurement is technically difficult owing to the low signal-to-noise ratio and the physical structure of vegetation; but it has been proposed as a possible method of monitoring the carbon cycle from satellites on a global scale.

Biological production and role of O₂

Main article: Dioxygen in biological reactions

Photosynthesis and respiration

Photosynthesis splits water to liberate O
₂ and fixes CO
₂ into sugar in what is called a Calvin cycle.

In nature, free oxygen is produced by the light-driven splitting of water during oxygenic photosynthesis. According to some estimates, green algae and cyanobacteria in marine environments provide about 70% of the free oxygen produced on Earth, and the rest is produced by terrestrial plants. Other estimates of the oceanic contribution to atmospheric oxygen are higher, while some estimates are lower, suggesting oceans produce ~45% of Earth's atmospheric oxygen each year.

A simplified overall formula for photosynthesis is

6 CO₂ + 6 H
₂O + photons → C
₆H
₁₂O
₆ + 6 O
₂

or simply

carbon dioxide + water + sunlight → glucose + dioxygen

Photolytic oxygen evolution occurs in the thylakoid membranes of photosynthetic organisms and requires the energy of four photons. Many steps are involved, but the result is the formation of a proton gradient across the thylakoid membrane, which is used to synthesize adenosine triphosphate (ATP) via photophosphorylation. The O
₂ remaining (after production of the water molecule) is released into the atmosphere.

Oxygen is used in mitochondria in the generation of ATP during oxidative phosphorylation. The reaction for aerobic respiration is essentially the reverse of photosynthesis and is simplified as

C
₆H
₁₂O
₆ + 6 O
₂ → 6 CO₂ + 6 H
₂O + 2880 kJ/mol

In vertebrates, O
₂ diffuses through membranes in the lungs and into red blood cells. Hemoglobin binds O
₂, changing color from bluish red to bright red (CO
₂ is released from another part of hemoglobin through the Bohr effect). Other animals use hemocyanin (molluscs and some arthropods) or hemerythrin (spiders and lobsters). A liter of blood can dissolve 200 cm³ of O
₂.

Until the discovery of anaerobic metazoa, oxygen was thought to be a requirement for all complex life.

Reactive oxygen species, such as superoxide ion (O⁻
₂) and hydrogen peroxide (H
₂O
₂), are reactive by-products of oxygen use in organisms. Parts of the immune system of higher organisms create peroxide, superoxide, and singlet oxygen to destroy invading microbes. Reactive oxygen species also play an important role in the hypersensitive response of plants against pathogen attack. Oxygen is damaging to obligately anaerobic organisms, which were the dominant form of early life on Earth until O
₂ began to accumulate in the atmosphere about 2.5 billion years ago during the Great Oxygenation Event, about a billion years after the first appearance of these organisms.

An adult human at rest inhales 1.8 to 2.4 grams of oxygen per minute. This amounts to more than 6 billion tonnes of oxygen inhaled by humanity per year.

Living organisms

Partial pressures of oxygen in the human body (PO₂)

Unit	Alveolar pulmonary gas pressures	Arterial blood oxygen	Venous blood gas
kPa	14.2	11-13	4.0-5.3
мм рт.ст.	107	75 -100	30 -40

свободного кислорода Парциальное давление в организме живого позвоночного организма наиболее велико в дыхательной системе и снижается по ходу любой артериальной системы , периферических тканей и венозной системы соответственно. Парциальное давление — это давление, которое имел бы кислород, если бы он один занимал весь объем.

Накопление в атмосфере

Основная статья: Геологическая история кислорода

ТО
₂ накопления в атмосфере Земли: 1) нет О
₂ произведено; 2) О
₂ произведены, но поглощены океанами и донными породами; 3) О
₂ начинает выделять газ из океанов, но поглощается поверхностью суши и образует озоновый слой; 4–5) О
₂ раковины заполнены и скапливается газ

Свободного газообразного кислорода почти не существовало в атмосфере Земли до того, как появились фотосинтезирующие археи и бактерии , вероятно, около 3,5 миллиардов лет назад. Свободный кислород впервые появился в значительных количествах в палеопротерозойскую эру (между 3,0 и 2,3 миллиарда лет назад). было много растворенного железа Даже если в то время, когда кислородный фотосинтез становился все более распространенным, в океанах , похоже, что полосчатые железные образования были созданы аноксиенными или микроаэрофильными железоокисляющими бактериями, которые доминировали в более глубоких областях фотической зоны , в то время как производящие кислород цианобактерии покрыли мелководье. Свободный кислород начал выделяться из океанов 3–2,7 миллиарда лет назад, достигнув 10% от нынешнего уровня около 1,7 миллиарда лет назад.

Присутствие большого количества растворенного и свободного кислорода в океанах и атмосфере, возможно, привело большинства современных анаэробных организмов к вымиранию во время Великого оксигенационного события ( кислородной катастрофы ) около 2,4 миллиарда лет назад. Клеточное дыхание с использованием O
₂ позволяет аэробным организмам производить гораздо больше АТФ , чем анаэробным организмам. Клеточное дыхание O
₂ встречается у всех эукариот , включая все сложные многоклеточные организмы, такие как растения и животные.

С начала кембрийского периода 540 миллионов лет назад атмосферный O
₂ уровня колебались между 15% и 30% по объему. К концу каменноугольного периода (около 300 миллионов лет назад) атмосферный O
₂ уровня достигли максимума 35% по объему, что, возможно, способствовало большому размеру насекомых и земноводных в то время.

Изменения концентрации кислорода в атмосфере сформировали климат прошлого. Когда количество кислорода уменьшилось, плотность атмосферы упала, что, в свою очередь, увеличило испарение с поверхности, что привело к увеличению количества осадков и повышению температуры.

При нынешних темпах фотосинтеза потребуется около 2000 лет, чтобы восстановить весь кислород.
₂ в нынешней атмосфере.

Подсчитано, что кислорода на Земле хватит примерно на один миллиард лет.

Внеземной свободный кислород

Основная статья: Внеземная атмосфера

В области астробиологии и в поисках внеземной жизни кислород играет важную роль в биосигнатуре . Тем не менее, это не может быть определенной биосигнатурой, возможно, оно вырабатывается абиотически на небесных телах с процессами и условиями (такими как своеобразная гидросфера ), которые допускают свободный кислород. как в случае с тонкой кислородной атмосферой Европы и Ганимеда .

Промышленное производство

См. также: Разделение воздуха , Выделение кислорода и Фракционная перегонка.

Электролизный аппарат Гофмана, используемый для электролиза воды.

Сто миллионов тонн O
₂ ежегодно извлекаются из воздуха для промышленного использования двумя основными методами. Наиболее распространенным методом является фракционная перегонка сжиженного воздуха с N
₂ перегонка в виде пара, в то время как O
₂ остается в жидком состоянии.

Другой основной метод производства O
₂ пропускает поток чистого, сухого воздуха через один слой пары идентичных цеолитовых молекулярных сит, которые поглощают азот и создают газовый поток, содержащий от 90% до 93% O.
₂ . Одновременно газообразный азот высвобождается из другого слоя цеолита, насыщенного азотом, за счет снижения рабочего давления камеры и отвода через нее части газообразного кислорода из слоя производителя в обратном направлении потока. По истечении установленного времени цикла работа двух слоев меняется местами, что позволяет обеспечить непрерывную подачу газообразного кислорода по трубопроводу. Это известно как адсорбция при переменном давлении . Газообразный кислород все чаще получают с помощью этих некриогенных технологий (см. также соответствующую вакуумную адсорбцию ).

Газообразный кислород также можно получить путем электролиза воды с образованием молекулярного кислорода и водорода. Необходимо использовать электричество постоянного тока: если используется переменный ток, газы в каждой конечности состоят из водорода и кислорода во взрывоопасном соотношении 2:1. Похожий метод - электрокаталитический O
₂ выделение из оксидов и оксокислот . Также можно использовать химические катализаторы, например, в химических генераторах кислорода или кислородных свечах, которые используются как часть оборудования жизнеобеспечения на подводных лодках и до сих пор являются частью стандартного оборудования коммерческих авиалайнеров на случай аварийной разгерметизации. Другой метод разделения воздуха заключается в принудительном растворении воздуха через керамические мембраны на основе диоксида циркония под высоким давлением или электрическим током с получением почти чистого O.
₂ газ.

Хранилище

газом кислородом и МАПП с регуляторами Баллоны со сжатым

Методы хранения кислорода под высоким давлением включают кислородные баллоны , криогенику и химические соединения. Из соображений экономии кислород часто перевозят наливом в жидком виде в специально изолированных цистернах, поскольку один литр сжиженного кислорода эквивалентен 840 литрам газообразного кислорода при атмосферном давлении и температуре 20 ° C (68 ° F). Такие цистерны используются для заправки емкостей для хранения жидкого кислорода, которые стоят возле больниц и других учреждений, которым необходимы большие объемы чистого газообразного кислорода. Жидкий кислород пропускается через теплообменники , которые преобразуют криогенную жидкость в газ перед ее попаданием в здание. Кислород также хранится и транспортируется в баллонах меньшего размера, содержащих сжатый газ; форма, которая полезна в некоторых портативных медицинских приложениях, а также в газокислородной сварке и резке .

Приложения

См. также: Дыхательный газ , окислительно-восстановительный потенциал и горение.

Медицинский

Кислородный концентратор в эмфиземой доме больного

Основная статья: Кислородная терапия

Поглощение О
₂ из воздуха является основной целью дыхания , поэтому кислородные добавки используются в медицине . Лечение не только повышает уровень кислорода в крови пациента, но и имеет вторичный эффект, заключающийся в уменьшении сопротивления кровотоку при многих типах больных легких, что снижает нагрузку на сердце. Кислородная терапия используется для лечения эмфиземы , пневмонии , некоторых заболеваний сердца ( застойной сердечной недостаточности ), некоторых заболеваний, вызывающих повышение давления в легочной артерии , а также любых заболеваний , которые ухудшают способность организма поглощать и использовать газообразный кислород.

Лечение достаточно гибкое, чтобы его можно было использовать в больницах, дома у пациента или, все чаще, с помощью портативных устройств. Кислородные палатки когда-то широко использовались для подачи кислорода, но с тех пор их в основном заменили кислородные маски или назальные канюли .

Гипербарическая медицина (высокого давления) использует специальные кислородные камеры для повышения парциального O. давления
₂ вокруг пациента и, при необходимости, медицинского персонала. С помощью этой терапии иногда лечат отравление угарным газом , газовую гангрену и декомпрессионную болезнь («изгибы»). Увеличение О
₂ концентрация в легких способствует вытеснению угарного газа из гемовой группы гемоглобина . Газообразный кислород ядовит для анаэробных бактерий , вызывающих газовую гангрену, поэтому повышение его парциального давления помогает их убить. Декомпрессионная болезнь возникает у дайверов, которые слишком быстро выполняют декомпрессию после погружения, в результате чего в крови образуются пузырьки инертного газа, в основном азота и гелия. Повышение давления О
₂ как можно скорее помогает растворить пузырьки обратно в кровь, чтобы эти излишки газов можно было выдохнуть естественным путем через легкие. Введение нормобарического кислорода в максимально доступной концентрации часто используется в качестве первой помощи при любой травме, связанной с дайвингом, которая может привести к образованию пузырьков инертного газа в тканях. Эпидемиологическое обоснование его использования основано на статистическом изучении случаев, зарегистрированных в долгосрочной базе данных.

Жизнеобеспечение и рекреационное использование

низкого давления Чистый O
₂ используется в скафандрах .

Приложение О
₂ низкого давления в качестве дыхательного газа используется в современных скафандрах , которые окружают тело обитателя дыхательным газом. Эти устройства используют почти чистый кислород при давлении примерно одной трети нормального, что приводит к нормальному парциальному давлению крови O.
₂ . Этот компромисс между более высокой концентрацией кислорода и более низким давлением необходим для сохранения гибкости костюма.

Аквалангисты и питанием подводники с надводным и подводники также полагаются на искусственно доставляемый O.
₂ . Подводные лодки, подводные аппараты и атмосферные водолазные костюмы обычно работают при нормальном атмосферном давлении. Воздух для дыхания очищается от углекислого газа путем химической экстракции, а кислород заменяется для поддержания постоянного парциального давления. Водолазы, работающие под давлением окружающей среды , дышат воздухом или газовыми смесями с фракцией кислорода, соответствующей рабочей глубине. Чистый или почти чистый O
₂ использование при дайвинге при давлении выше атмосферного обычно ограничивается ребризерами или декомпрессией на относительно небольших глубинах (глубина ~6 метров или меньше), или лечение в рекомпрессионных камерах при давлении до 2,8 бар, где можно справиться с острой кислородной токсичностью без риска утонуть. Более глубокое погружение требует значительного разбавления O.
₂ с другими газами, такими как азот или гелий, для предотвращения токсичности кислорода .

Люди, которые поднимаются на горы или летают на самолетах без наддува, иногда имеют дополнительный кислород.
₂ расходных материала. Коммерческие самолеты под давлением имеют аварийный запас O.
₂ автоматически подается пассажирам в случае разгерметизации салона. Внезапная потеря давления в кабине активирует химические генераторы кислорода над каждым сиденьем, в результате чего кислородные маски падают. Надевание маски, «чтобы начать подачу кислорода», как предписывают инструкции по безопасности в кабине, приводит к попаданию железных опилок в хлорат натрия внутри канистры. реакции образуется устойчивый поток газообразного кислорода Затем в результате экзотермической .

Кислород, как средство легкой эйфории , имеет историю использования в рекреационных целях в кислородных барах и в спорте . Кислородные бары — это заведения, открытые в США с конца 1990-х годов и предлагающие повышенное содержание кислорода.
₂ экспозиции за минимальную плату. Профессиональные спортсмены, особенно в американском футболе , иногда между играми уходят за пределы поля, чтобы надеть кислородные маски для повышения производительности. Фармакологический эффект сомнительный; эффект плацебо является более вероятным объяснением. Доступные исследования подтверждают повышение производительности от обогащенных кислородом смесей только в том случае, если они вдыхаются во время аэробных упражнений .

Другие виды рекреационного использования, не требующие дыхания, включают пиротехнические применения, такие как Джорджем Гоблом пятисекундное зажигание грилей для барбекю .

Промышленный

Наиболее коммерчески производимый O
₂ используется для выплавки и/или обезуглероживания железа .

При выплавке в железной руды сталь потребляется 55% промышленно производимого кислорода. В этом процессе О.
₂ впрыскивается через фурму высокого давления в расплавленный чугун, который удаляет примеси серы и избыток углерода в виде соответствующих оксидов SO.
₂ и СО
₂ . Реакции экзотермические , поэтому температура повышается до 1700° С .

Еще 25% промышленного кислорода используется химической промышленностью. Этилен реагирует с O
₂ для создания оксида этилена , который, в свою очередь, превращается в этиленгликоль ; основной загружаемый материал, используемый для производства множества продуктов, включая антифризы и полиэфирные полимеры (предшественники многих пластмасс и тканей ).

Большая часть оставшихся 20% промышленного производства кислорода используется в медицинских целях, резке и сварке металлов , в качестве окислителя в ракетном топливе и при очистке воды . Кислород используется при ацетиленовой сварке , сжигании ацетилена с O.
_2, чтобы получить очень горячее пламя. В этом процессе металл толщиной до 60 см (24 дюйма) сначала нагревается небольшим кислородно-ацетиленовым пламенем, а затем быстро разрезается большим потоком O.
₂ .

Соединения

Основная статья: Соединения кислорода

Вода ( Н
₂ O ) — самое известное соединение кислорода.

Степень окисления кислорода почти во всех известных соединениях кислорода равна -2. Степень окисления -1 встречается в некоторых соединениях, таких как пероксиды . Очень редко встречаются соединения, содержащие кислород в других степенях окисления: -1/2 ( супероксиды ), -1/3 ( озониды ), 0 ( элементарная , гипофтористая кислота ), +1/2 ( диоксигенил ), +1 ( дифторид дикислорода ), и +2 ( дифторид кислорода ).

Оксиды и другие неорганические соединения

Вода ( Н
₂ O ) — оксид водорода и самое известное соединение кислорода. Атомы водорода ковалентно связаны с кислородом в молекуле воды, но также обладают дополнительным притяжением (около 23,3 кДж/моль на атом водорода) к соседнему атому кислорода в отдельной молекуле. Эти водородные связи между молекулами воды удерживают их примерно на 15% ближе, чем можно было бы ожидать в простой жидкости с действием только сил Ван-дер-Ваальса .

Оксиды, такие как оксид железа или ржавчина , образуются при соединении кислорода с другими элементами.

Благодаря своей электроотрицательности кислород образует химические связи почти со всеми другими элементами, образуя соответствующие оксиды . Поверхность большинства металлов, таких как алюминий и титан , окисляется в присутствии воздуха и покрывается тонкой пленкой оксида, которая пассивирует металл и замедляет дальнейшую коррозию . Многие оксиды переходных металлов представляют собой нестехиометрические соединения , содержащие немного меньше металла, чем химической формулы следует из . Например, минерал FeO ( вюстит ) записывается как ${\ce {Fe}}_{1-x}{\ce {O}}$, где x обычно составляет около 0,05.

Кислород присутствует в атмосфере в следовых количествах в виде углекислого газа ( CO
₂ ). состоит Порода земной коры в основном из оксидов кремния ( кремнезем SiO
₂ , найденный в граните и кварце ), алюминий ( оксид алюминия Al
₂2О
₃ , в боксите и корунде ), железо ( оксид железа(III) Fe
₂2О
₃ , в гематите и ржавчине ), и карбонат кальция (в известняках ). Остальная часть земной коры также состоит из кислородных соединений, в частности различных сложных силикатов (в силикатных минералах ). Мантия Земли, имеющая гораздо большую массу, чем земная кора, в основном состоит из силикатов магния и железа.

Водорастворимые силикаты в виде Na
₄ SiO
₄ , Это
₂ СиО
₃ и Na
₂ Си
₂2О
₅ используются в качестве моющих средств и клеев .

Кислород также действует как лиганд для переходных металлов, образуя дикислородные комплексы переходных металлов , которые содержат металл- O.
₂ . К этому классу соединений относятся гемовые белки гемоглобин и миоглобин . происходит экзотическая и необычная реакция. С PtF
₆ , который окисляет кислород с образованием O ₂ ⁺ ПтФ ₆ ⁻ , диоксигенилгексафторплатинат .

Органические соединения

Ацетон является важным сырьевым материалом в химической промышленности.

  Кислород

  Углерод

  Водород

К наиболее важным классам органических соединений, содержащих кислород, относятся (где «R» — органическая группа): спирты (R-OH); эфиры (РОР); кетоны (R-CO-R); альдегиды (R-CO-H); карбоновые кислоты (R-СООН); сложные эфиры (R-COO-R); ангидриды кислот (R-CO-O-CO-R); и амиды ( R-CO-NR
₂ ). Существует множество важных органических растворителей , содержащих кислород, в том числе: ацетон , метанол , этанол , изопропанол , фуран , ТГФ , диэтиловый эфир , диоксан , этилацетат , ДМФ , ДМСО , уксусная кислота и муравьиная кислота . Ацетон ( (CH
₃ )
₂ CO ) и фенол ( C
₆6Ч
₅ OH ) используются в качестве питающих материалов при синтезе множества различных веществ. Другими важными органическими соединениями, содержащими кислород, являются: глицерин , формальдегид , глутаровый альдегид , лимонная кислота , уксусный ангидрид и ацетамид . Эпоксиды – это простые эфиры, в которых атом кислорода входит в кольцо из трех атомов. Этот элемент также содержится почти во всех биомолекулах , которые важны для жизни (или генерируются ею).

Кислород самопроизвольно реагирует со многими органическими соединениями при комнатной температуре или ниже в процессе, называемом автоокислением . Большинство органических соединений , содержащих кислород, не образуются при прямом действии O.
₂ . Органические соединения, важные в промышленности и торговле, полученные путем прямого окисления предшественника, включают оксид этилена и надуксусную кислоту .

Безопасность и меры предосторожности

Кислород

Опасности
СГС Маркировка :
Пиктограммы
Заявления об опасности	H272
Меры предосторожности	П220 , П244 , П370+П376 , П403
NFPA 704 (огненный алмаз)	0 0 1 БЫК

Стандарт NFPA 704 оценивает сжатый газообразный кислород как неопасный для здоровья, негорючий и нереакционноспособный, но являющийся окислителем. Охлажденному жидкому кислороду (LOX) присвоен рейтинг опасности для здоровья 3 (за повышенный риск гипероксии из-за конденсированных паров, а также за опасности, общие для криогенных жидкостей, такие как обморожение), а все остальные рейтинги такие же, как и для сжатого газа.

Токсичность

Основная статья: Кислородная токсичность

Основные симптомы кислородного отравления

Газообразный кислород ( O
₂ ) может быть токсичным при повышенном парциальном давлении , приводя к судорогам и другим проблемам со здоровьем. Кислородная токсичность обычно начинается при парциальном давлении более 50 кПа , что соответствует примерно 50% составу кислорода при стандартном давлении или в 2,5 раза превышает нормальный уровень моря O.
₂ парциальное давление около 21 кПа. Это не проблема, за исключением пациентов, находящихся на аппаратах искусственной вентиляции легких , поскольку газ, подаваемый через кислородные маски в медицинских целях, обычно состоит только из 30–50% O.
₂ по объему (около 30 кПа при стандартном давлении).

Одно время недоношенных детей помещали в инкубаторы, содержащие О
_{2 —} богатый воздух, но эта практика была прекращена после того, как некоторые младенцы ослепли из-за слишком высокого содержания кислорода.

Дыхание чистое О
₂ в космических приложениях, например, в некоторых современных скафандрах или в ранних космических кораблях, таких как «Аполлон» , не причиняет вреда из-за низкого общего давления. В случае скафандров O
₂ парциальное давление дыхательного газа обычно составляет около 30 кПа (в 1,4 раза больше нормы), а результирующее O
₂ парциальное давление в артериальной крови космонавта лишь незначительно превышает нормальный уровень моря O
₂ парциальное давление.

Токсическое воздействие кислорода на легкие и центральную нервную систему может также возникнуть при глубоководном подводном плавании и нырянии с поверхности . Длительное вдыхание воздушной смеси с О
_{Парциальное} давление более 60 кПа может в конечном итоге привести к необратимому легочному фиброзу . Воздействие О
₂ Парциальное давление выше 160 кПа (около 1,6 атм) может привести к судорогам (обычно смертельным для дайверов). Острая кислородная токсичность (вызывающая судороги, наиболее опасный эффект для дайверов) может возникнуть при вдыхании воздушной смеси с 21% O.
₂ на глубине 66 м (217 футов) или более; то же самое может произойти при вдыхании 100% O
₂ всего на расстоянии 6 м (20 футов).

Возгорание и другие опасности

Интерьер командного модуля Аполлона-1 . Чистый О
₂ при давлении, превышающем нормальное, и искра привели к пожару и гибели экипажа Аполлона-1 .

Высококонцентрированные источники кислорода способствуют быстрому горению. Опасность пожара и взрыва существует, когда концентрированные окислители и топливо находятся в непосредственной близости; событие воспламенения, такое как тепло или искра, необходимо для запуска горения. Кислород является окислителем, а не топливом.

Концентрированный О
₂ позволит горению протекать быстро и энергично. стальные трубы и резервуары для хранения и транспортировки как газообразного, так и жидкого кислорода В качестве топлива будут выступать ; и поэтому разработка и производство О
₂ требует специальной подготовки, чтобы свести к минимуму источники воспламенения. Пожар, в результате которого погиб экипаж «Аполлона-1» во время испытаний на стартовой площадке, распространился так быстро, потому что капсула находилась под давлением чистого кислорода.
₂ , но при давлении чуть больше атмосферного, вместо 1 ⁄ 3 нормального давления, которое будет использоваться в миссии.

Пролитый жидкий кислород, если ему дать возможность проникнуть в органические вещества, такие как древесина , нефтехимические продукты и асфальт, этих материалов может привести к непредсказуемой детонации при последующем механическом воздействии.

См. также

• Геологическая история кислорода
• Гипоксия (экологическая) для O
  ₂ истощение водной экологии
• Деоксигенация океана
• Гипоксия (медицинская) , недостаток кислорода.
• Ограничение концентрации кислорода
• Кислородные соединения
• Кислородный завод
• Датчик кислорода

Ссылки

Общие ссылки

• Кук, Герхард А.; Лауэр, Кэрол М. (1968). «Кислород» . В Клиффорде А. Хэмпеле (ред.). Энциклопедия химических элементов . Нью-Йорк: Книжная корпорация Рейнхолда. стр. 499–512 . LCCN   68-29938 .
• Эмсли, Джон (2001). «Кислород» . Строительные блоки природы: Путеводитель по элементам от А до Я. Оксфорд, Англия: Издательство Оксфордского университета. стр. 297–304 . ISBN  978-0-19-850340-8 .
• Рэйвен, Питер Х.; Эверт, Рэй Ф.; Эйххорн, Сьюзен Э. (2005). Биология растений (7-е изд.). Нью-Йорк: Издатели WH Freeman and Company. стр. 115–27 . ISBN  978-0-7167-1007-3 .

Внешние ссылки

• Кислород в Периодической таблице видео (Ноттингемский университет)
• Окислители > Кислород
• Свойства кислорода (O ₂ ), использование, применение
• Статья Роальда Хоффмана о «Истории О»
• WebElements.com – Кислород
• Кислород в наше время на BBC
• Институт Скриппса: содержание кислорода в атмосфере падает уже 20 лет