Of2, степень окисления кислорода и фтора в нем

Все мы дышим воздухом, который в основном состоит из молекул азота и кислорода с незначительным добавлением других элементов. Таким образом, кислород является одним из наиважнейших химических элементов.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Кроме того, молекулы его существуют в огромном множестве химических соединений, использующихся в повседневной жизни.

Для описания всех свойств данного элемента не хватит и ста страниц, поэтому ограничимся основными фактами из истории, а также базовыми характеристиками элемента – валентность и степень окисления кислорода, удельный вес, применение, основные физические свойства.

История открытия химического элемента

Официальной датой открытия химического элемента «кислород» является 1 августа 1774 года. Именно в этот день британский химик Дж. Пристли завершил свой эксперимент по разложению оксида ртути, находящегося в герметично закрытом сосуде. По завершении эксперимента ученый получил газ, который поддерживал горение.

Однако это открытие осталось незамеченным даже самим ученым. Мистер Пристли думал, что у него получилось выделить не новый элемент, а составную часть воздуха. Своими результатами Джозеф Пристли поделился с известнейшим французским ученым и химиком Антуаном Лавуазье, который смог понять то, чего не удалось сделать англичанину.

В 1775 году Лавуазье сумел установить, что получившаяся «составная часть воздуха» на самом деле является независимым химическим элементом, и назвал его oxygen, что в переводе с греческого означает «образующий кислоты». Лавуазье тогда считал, что кислород находится во всех кислотах.

Впоследствии были выведены формулы кислот, не содержащих атомы кислорода, однако название прижилось.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Экстремумы функции, максимум и минимум

Оценим за полчаса!

Кислород – особенности строения молекулы

Данный химический элемент являет собой бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса. Химическая формула – О2. Химики называют обычный двухатомный кислород либо «атмосферный кислород», либо «дикислород».

of2, степень окисления кислорода и фтора в нем Молекула вещества состоит из двух связанных атомов кислорода. Существует также молекулы, состоящие из трех атомов – О3. Данное вещество называется озон, более подробно о нем будет написано ниже. Молекула с двумя атомами имеет степень окисления кислорода -2, так как в ней есть два неспаренных способных образовывать ковалентную связь электрона. Энергия, которая выделяется при разложении (диссоциации) молекулы кислорода на атомы, равна 493,57 кДж/моль. Это довольно большое значение.

Валентность и степень окисления кислорода

Под валентностью химического элемента имеют в виду его возможность присоединять к себе некоторое количество атомов другого химического элемента. Валентность атома кислорода равна двум.

Валентность молекулы кислорода также равна двум, так как два атома соединены друг с другом и имеют возможность присоединить к своей структуре еще по одному атому другого соединения, то есть образовывать с ним ковалентную связь.

Например, молекула воды H2O получилась в результате образования ковалентной связи между одним атомом кислорода и двух атомов водорода.

Кислород содержится во многих из известных химических соединений. Есть даже отдельный вид химических соединений – оксиды. Это вещества, полученные путем соединения практически любого химического элемента с кислородом. Степень окисления кислорода в оксидах равна -2. Однако в некоторых соединениях данный показатель может быть и другой. Об этом подробнее будет описано ниже.

Физические свойства кислорода

Обычный двухатомный кислород представляет собой газ, который не имеет цвета, запаха и вкуса. В нормальном состоянии его плотность — 1,42897 кг/м3.

Вес 1 литра вещества составляет чуть меньше 1,5 грамма, то есть в чистом виде кислород тяжелее воздуха. При нагревании происходит диссоциация молекулы на атомы.

of2, степень окисления кислорода и фтора в нем

При понижении температуры среды до -189,2 оС кислород меняет свою структуру с газообразной на жидкую. При этом происходит кипение. При уменьшении температуры до -218,35 оС наблюдается изменение структуры с жидкой до кристаллической. При такой температуре кислород имеет форму голубоватых кристаллов.

При комнатной температуре кислород слаборастворим в воде – на один литр ее приходится 31 миллилитр кислорода. Растворимость с другими веществами: 220 мл на 1 литр этанола, 231 мл на 1 литр ацетона.

Химические свойства кислорода

О химических свойствах кислорода можно написать целый талмуд. Самое главное свойство кислорода – это окисление. Данное вещество является очень сильным окислителем. Кислород способен взаимодействовать практически со всеми известными элементами из таблицы Менделеева.

В результате этого взаимодействия образуются оксиды, как говорилось ранее. Степени окисления кислорода в соединениях с другими элементами в основном равны -2. Примером таких соединений является вода (H2O), углекислый газ (CO2), оксид кальция, оксид лития и др.

Но существует определенная категория оксидов, называемая пероксидами или перекисями. Их особенностью является то, что в данных соединениях есть пероксидная группа «-О-О-». Эта группа уменьшает окислительные свойства O2, поэтому степень окисления кислорода в пероксиде равна -1.

of2, степень окисления кислорода и фтора в нем

В соединении с активными щелочными металлами кислород образует супероксиды или надперекиси. Примером таких образований является:

  • супероксид калия (KO2);
  • супероксид рубидия (RbO2).

Их особенностью является то, что степень окисления кислорода в супероксидах равна -1/2.

В соединении с самым активным химическим элементом – фтором, получаются фториды. О них будет рассказано ниже.

Высшая степень окисления кислорода в соединениях

В зависимости от того, с каким веществом взаимодействует кислород, есть семь степеней окисления кислорода:

  1. -2 – в оксидах и органических соединениях.
  2. -1 – в пероксидах.
  3. -1/2 – в супероксидах.
  4. -1/3 – в неорганических озонидах (верно для трехатомного кислорода — озона).
  5. +1/2 – в солях катиона кислорода.
  6. +1 – в монофториде кислорода.
  7. +2 – в дифториде кислорода.

Как видим, высшая степень окисления кислорода достигается в оксидах и органических соединениях, а во фторидах он имеет даже положительную степень. Не все виды взаимодействий могут быть осуществлены естественным путем.

Для образования некоторых соединений требуются особые условия, например: высокое давление, высокая температура, воздействие редкими соединениями, которые почти не встречаются в природе.

Рассмотрим основные соединения кислорода с другими химическими элементами: оксиды, пероксиды и фториды.

Классификация оксидов по кислотно-основным свойствам

Существует четыре вида оксидов:

  • основные;
  • кислотные;
  • нейтральные;
  • амфотерные.

Степени окисления кислорода в соединениях данных видов равны -2.

  • Основные оксиды – это соединения с металлами, обладающими низкими степенями окисления. Обычно при взаимодействии с кислотами получаются соответствующие соль и вода.
  • Кислотные оксиды – оксиды неметаллов с высокой степенью окисления. При добавлении к ним воды образуется кислота.
  • Нейтральные оксиды – соединения, которые не входят в реакцию ни с кислотами, ни с основаниями.
  • Амфотерные оксиды – соединения с металлами, обладающими малым значением электроотрицательности. Они, в зависимости от обстоятельств, проявляют свойства и кислотных, и основных оксидов.

Пероксиды, степень окисления кислорода в пероксиде водорода и других соединениях

Пероксидами называются соединения кислорода со щелочными металлами. Они получаются путем сгорания данных металлов в кислороде. Пероксиды органических соединений чрезвычайно взрывоопасны. Они также могут быть получены путем поглощением оксидами кислорода. Примеры пероксидов:

  • пероксид водорода (H2O2);
  • пероксид бария (BaO2);
  • пероксид натрия (Na2O2).

of2, степень окисления кислорода и фтора в нем

Другими видами пероксидов являются:

  • надпероксиды (супероксиды, в которых кислород имеет окисление -1/2);
  • неорганические озониды (крайне неустойчивые соединения, имеющие в своей структуре анион озона);
  • органические озониды (соединения, имеющие в своей структуре связь -O-O-O-).

Фториды, степень окисления кислорода в OF2

Фтор – наиболее активный элемент из всех ныне известных. Поэтому при взаимодействии кислорода с фтором получаются не оксиды, а фториды. Они названы так потому, что в данном соединении не кислород, а фтор является окислителем. Фториды невозможно получить естественным путем. Их только синтезируют, добывая путем ассоциации фтора с водным раствором KOH. Фториды кислорода делятся на:

  • дифторид кислорода (OF2);
  • монофторид кислорода (O2F2).

Рассмотрим более подробно каждое из соединений. Дифторид кислорода по своей структуре является бесцветным газом с ярко выраженным неприятным запахом. При охлаждении конденсируется в желтоватую жидкость. В жидком состоянии плохо смешивается с водой, зато хорошо с воздухом, фтором и озоном.

По химическим свойствам дифторид кислорода – очень сильный окислитель. Степень окисления кислорода в OF2 равна +1, то есть в этом соединении фтор является окислителем, а кислород – восстановителем. OF2 очень токсичен, по степени токсичности превышает чистый фтор и приближается к фосгену.

Основной вид использования данного соединения – в качестве окислителя для ракетного топлива, так как дифторид кислорода не взрывоопасен.

Монофторид кислорода в нормальном состоянии является твердым веществом желтоватого цвета. При плавлении образует жидкость красного цвета.

Является мощнейшим окислителем, при взаимодействии с органическими соединениями чрезвычайно взрывоопасен.

В данном соединении кислород проявляет степени окисления, равные +2, то есть и в этом фторовом соединении кислород выступает восстановителем, а фтор – окислителем.

Озон и его соединения

of2, степень окисления кислорода и фтора в нем

Озон, как и обычный кислород, является очень сильным окислителем. По химическим свойствам приближается к сильным кислотам. При воздействии с оксидами озон повышает их степень окисления с выделением кислорода. Но при этом понижается степень окисления кислорода. В озоне химические связи не столь прочны, как в O2, поэтому в нормальных условиях без приложенных усилий он может распасться на кислород с выделением энергии тепла. При повышении температуры воздействия на молекулу озона и при понижении давления процесс распада на двухатомный кислород с выделением тепла ускоряется. При этом, если в пространстве большое содержание озона, то данный процесс может сопровождаться взрывом.

Так как озон является очень сильным окислителем и практически во всех процессах с его участием выделяется большое количество O2, то озон является чрезвычайно токсичным веществом. Однако в верхних слоях атмосферы слой озона играет роль отражателя от ультрафиолетового излучения солнечных лучей.

Из озона с помощью лабораторных инструментов создают органические и неорганические озониды. Это весьма нестабильные по своей структуре вещества, поэтому их создание в природных условиях невозможно. Хранятся озониды только при низких температурах, так как при обычной температуре они чрезвычайно взрывоопасны и токсичны.

Применение кислорода и его соединений в промышленности

Благодаря тому, что в свое время ученые узнали, какая степень окисления у кислорода при взаимодействии с другими элементами, он и его соединения получили широкое применение в промышленности.

Особенно после того, как в середине двадцатого века были изобретены турбодетандеры – агрегаты, способные преобразовывать потенциальную энергию кислорода в механическую. of2, степень окисления кислорода и фтора в немТак как кислород — чрезвычайно горючее вещество, то его применяют во всех отраслях промышленности, где необходимо использование огня и тепла. При резке и сварке металлов также используются баллоны со сжатым кислородом для усиления аппарата газопламенной сварки. Широко применение кислорода в сталелитейной промышленности, где с помощью сжатого O2 поддерживается высокая температура в домнах. Максимальная степень окисления кислорода равна -2. Эта его характеристика активно используется для изготовления оксидов с целью их дальнейшего горения и выделения тепловой энергии. Жидкий кислород, озон и другие соединения, содержащие большое количество O2, используют как окислители ракетного топлива. Окисленные кислородом некоторые органические соединения применяют в качестве взрывчатки.

of2, степень окисления кислорода и фтора в нем

В химической промышленности кислород используется как окислитель углеводородов в кислотосодержащих соединениях, таких как спирты, кислоты и т. д.

В медицине используется при пониженном давлении для лечения больных с проблемами с легкими, для поддержания жизнедеятельности организма.

В сельском хозяйстве небольшие дозы чистого кислорода используют для разведения рыбы в прудах, для увеличения удельного веса рогатого скота и т. д.

Кислород – мощный окислитель, без которого невозможно существование

Выше много было написано о том, какие кислород проявляет степени окисления при вступлении в реакцию с различными соединениями и элементами, какие виды соединений кислорода существуют, какие виды опасны для жизни, а какие нет.

Одно может остаться непонятным – как при всей своей токсичности и высоком уровне окисления кислород является одним из элементов, без которых невозможна жизнь на Земле? Дело в том, что наша планета является очень сбалансированным организмом, который приспособился именно к тем веществам, которые содержатся в атмосферном слое.

Она участвует в круговороте, который выглядит следующим образом: человек и все остальные животные потребляют кислород и вырабатывают углекислый газ, а растения в подавляющем большинстве потребляют углекислый газ и вырабатывают кислород. Все в мире взаимосвязано, и потеря одного звена этой цепочки может привести к разрыву всей цепи.

Следует не забывать об этом и беречь жизнь на планете целиком, а не только отдельных ее представителей.

Источник: https://autogear.ru/article/225/315/chemu-ravna-stepen-okisleniya-kisloroda-valentnost-i-stepen-okisleniya-kisloroda/

Химические свойства галогенов | Дистанционные уроки

  • или подгруппа фтора
  • Фтор, хлор, бром, йод и астат 
  • Общее электронное строение:
  • nS2 np5
  • of2, степень окисления кислорода и фтора в нем
  • И, как всегда, все не так просто, как хотелось бы…

Как уже было замечено в предыдущих лекциях (подгруппа кислорода) у первого элемента — F (фтора) все соответствует общей формуле — на внешнем уровне 7 электронов. А вот у хлора (Cl)  — элемента 3-го периода появляется свободная d-орбиталь и возможность распаривать на нее электроны.

of2, степень окисления кислорода и фтора в нем

Благодаря этой возможности — распаривать электроны p-подуровня на d-подуровень, для всех элементов кроме фтора (!!!) возможны степени окисления +1, +3, +5 и +7.

Читайте также:  Формулы периметра трапеции и примеры применения

of2, степень окисления кислорода и фтора в нем

Итак, выводы:

  1. Валентность элементов:
    • валентность фтора = 1,
    • валентность хлора и остальных галогенов — 1,3,5 и 7
  2. Степени окисления: 
    • степень окисления фтора = -1 — типичный неметалл, самый сильный неметалл — просто КОРОЛЬ неметаллов — самый верхний в группе и самый левый в периоде.;
    • степень окисления хлора и остальных  галогенов = -1 (минимальная степень окисления), +1 , +3, +5 и +7 (максимальная степень окисления)   в минимальной с.о. элементы будут проявлять восстановительные свойства, в максимальной — окислительные.
  3. Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, следовательно,  электроны все слабее притягиваются к ядру атома, следовательно, сверху вниз металлические свойства увеличиваются.
  4. Как следствие этого сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства.

Физические свойства галогенов

  • Фтор — F2 — светло-желтый газ;
  • Хлор Cl2 — желто-зеленый газ;
  • Бром — Br2 — бурая жидкость;
  • Йод — J2 — темно-фиолетовые кристаллы, металлический блеск.

Химические свойства галогенов

Фтор — самый активный неметалл, нет веществ, с которыми он не вступал бы в реакции, он НИКОГДА не проявляет положительные степени окисления. Это КОРОЛЬ неметаллов.

  1. 1. Взаимодействие с водородом
  2. F2 + H2 = 2HF  — плавиковая кислота
  3.  2. Взаимодействие с металлами:
  4. F2 + 2Li = 2LiF   — фторид лития (галогениды)
  5. 3. Взаимодействие с неметаллами:

F2 + O2 = OF2 (кислород здесь проявляет с.о. +2)

  • 4.Окислительный свойства:
  • Сl2 + H2S = S + 2HCl
  • 5. Взаимодействие с водой: 
  • раствор HF — плавиковая кислота
    Cl2 + H2O  ↔  HCl + HClO  — оксокислоты хлора
  • Не смотря на то, что эти реакции написаны для фтора и хлора, естественно, они применимы и к брому, и к йоду (кроме взаимодействия с кислородом — там придется элементы поменять местами).
  • Как и во всех других группах, химические свойства соединений галогенов подчиняются законам периодичности:
  • сверху вниз в подгруппе восстановительные свойства усиливаются.
  • сила кислот сверху вниз увеличивается
  • с увеличением степени окисления элемента в оксосоединениях усиливаются окислительные свойства.

Отдельно мы разберем Кислоты хлора — их немало, и их названия, а тем более называния солей, желательно знать наизусть

Тест «Галогены»

  1. 4. Степени окисления хлора в соединениях: Cl2, HClO4, HCl и HClO равны соответственно:
  2. 0, +7, -1, +1
  3. 0, +5, -1, +1
  4. 0, -1, -1, +1
  5. +1 и -1, +7, -1, 0

Обсуждение: «Химические свойства галогенов»

(Правила комментирования)

Источник: https://distant-lessons.ru/ximiya/podgruppa-ftora

Вопрос № 14. Сложные соединения кислорода в положительных и нулевых степенях окисления. Фториды кислорода. Производные катиона диоксигенила. Комплексные соединения молекулярного кислорода

  • Положительная степень окисления кислорода проявляеся в его соединениях с фтором, а также в ионе О2+ — диоксигенил.
  • Простейший представитель такого рода соединений – дифторид кислорода ОF2; его получают при быстром пропускании фтора ч-з 2%-ый раствор щелочи: 2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O.
  • Дифторид кислорода – ядовитый газ бледно-желтого цвета, термически устойчив (до 200-250°С), сильный окислитель, эффективный фторирующий агент.

В диоксидифториде О2F2 радикал О2+ ковалентно связан с атомами фтора.

Это соединение образуется (в виде красной летучей жидкости) в результате непосредственного взаимодействия простых веществ в электрическом разряде или под действием ионизирующих излучений при температуре жидкого воздуха (—190 °С). Согласно спектроскопическим данным молекула О2F2 (μ=0,48 •10-29 Кл-м) по структуре аналогична Н2О2:

  1. of2, степень окисления кислорода и фтора в нем
  2. Соединение крайне неустойчиво, что определяется низкой энергией разрыва связи ОF (75 кДж/моль).
  3. Получены также полиоксидифториды типа О4F2, О5F2, О8F2, существующие лишь при низкой температуре (—190 °С). Предполагают, что их молекулы имеют цепное строение, например:
  4. of2, степень окисления кислорода и фтора в нем
  5. Термическая устойчивость оксидифторидов уменьшается с увеличением числа атомов в молекуле ОnF2 (n = 2—6).
  6. Энергия ионизации молекулы О2 довольно значительная (12,08 эВ), однако при взаимодействии О2 с сильнейшим окислителем РtF6 образуется солеподобное вещество О2+[ РtF6]-: О2 + РtF6 = О2+[ РtF6]-, в котором роль катиона играет молекулярный ион О2+ [:О = О:]

Гексафтороплатинат (V) диоксигенила О2[ РtF6] — парамагнитное вещество красного цвета, плавится с разложением при 219 °С. Синтез этого соединения канадским ученым Н. Бартлетом в 1962 г. послужил толчком к синтезу соединений ксенона, энергия ионизации которого близка к таковой молекулы кислорода.

Производные О2+ получены также при взаимодействии О2F2 и О4F2 с резко кислотными фторидами типа ВF3, PF5, AsF5, SbF5, BrF5: О2F2+PF5 = O2[PF6] + ½ F2 О4F2 + 2BF3 = 2O2[BF4]

Синтез диоксигенильных солей межно осуществлять длительным нагреванием (при 150—500 °С) смеси кислорода, фтора и порошка соответствующего металла: О2 + 3F2 + М = О2[ МF6] где М — As, Sb, Bi, Nb, Pt,Au, Ru, Rh.

Частота валентных колебаний О2+ в диоксигенильных соединенияхблизка к таковой для свободного иона, что подтверждает существование иона О2+ в указанных солях.

Межъядерное расстояние в катионе О2+, известное из спектроскопических данных (0,112 нм), как и следовало ожидать, меньше, чем в О2 (0,1207 нм). Ион О2+ имеет один непарный электрон. Энергия диссоциации О2F2, ОF2 (70 кДж/моль) меньше, чем у F2 (159 кДж/моль).

Эти фториды — удобная форма хранения фтора, который выделяется при их распаде уже при обычных температурах.

В соединениях типа ClO4F, NO3F один из атомов кислорода играет роль мостикового атома, соединяющего атом хлора или азота с атомом фтора. Такой атом кислорода можно рассматривать, как находящийся в состоянии нулевой степени окисления. Рассматриваемые соединения можно получить при взаимодействии с фтором концентрированных растворов НClO4 и НNO3

или твердых солей КСlO4 и КNO3: HNO3 + F2 = NO3F + HF KClO4 + F2 = ClO4F + KF

В воде эти соединения разлагаются, выделяя кислород: 2ClO4F + Н2О = 2 НClO4 + 2НF + О2/

Производные с положительной степенью окисления кислорода являются сильнейшими окислителями. Их можно использовать как эффективные окислители ракетного топлива.

Вопрос № 15. Галогены. Положение в ПС. Строение атомов. Изотопный состав, формы нахождения в природе. Изменение по группе атомных радиусов, ионизационных потенциалов, сродства к электрону и ЭО. Валентность и С.О атомов.

  • Галогены находятся в 7 гр главной п/гр.
  • Изменение по группе атомных радиусов, иозационных потенциалов, сродства к эл – ну и ЭО.
  • В ряду F – CI – Вr — J – At
  • 1) радиус атома увеличивается
  • 2) энергия ионизации уменьшается
  • 3) сродство к электрону уменьшается, а у At отсутствует
  • 4) ЭО уменьшается Галогены сильные окислители
  • 5) Ме св — ва усиливаются
  • 6) Ослабление не Ме признаков
  • Валентность и степени ок – я
  • В основном состоянии имеют валентность = 1, а в возбужденном (кроме F) -3,5,7.

Галогены легко присоединяют по одному недостающему эл — ну и проявляют ст. ок -я -1.

Однако атомы Hal, кроме F, м. проявлять положит СО: +3; +5; +7. СI и Br ещё и +2, +4.

Максимальная СО, равная N гр., проявл. в соед – и с кислородом: R2 O7

Нахождение в природе.

  1. а) Фтор – довольно распространенный эл – т, и его содержание на Земле составляет ~ 0,03% (мол. доли)
  2. Минералы: Ca F2 –плавиковый шпат (флюорит)
  3. Na3AIP3 – криолит.
  4. Ca5(PO4)3F – фторапатит.
  5. В ор – ме чел: в основном зубах и костях
  6. Изотопы: 19F (природ), с мас числами 16-21 (искусств)
  7. б) CI – встреч. в виде хлоридов
  8. Минералы: NaCI – каменная соль
  9. NaCI KCI –сильвинит
  10. KCI MgCI2. 6H2O – карналлит
  11. Содержится в морской воде, входит во все жив. орг — мы

Изотопы: 35CI и 37CI + радиактив. изотопы.

в) Br и J – распространены в морской воде и нефтяных буровых водах

Изотопы: 79Br и 82Br; 127J + искусств.

г) At –практически не встречается. Ничтожные кол-ва астата обнаружены в продуктах естеств. радиактив распада урана и тория.

Вопрос № 16. Основные типы соединений галогенов. Изменение по группе устойчивости соединений в высшей С.О атомов. Хаар-р хим связей в соед-ях Признаки металличности йода. Особенности фтора История открытия.

  • Основные типы соединений
  • С водородом Hal образуют устойчивые соед-я галогеноводороды, водные р – ры к — ых — к – ты.
  • М – лы всех Hal состоят из 2 – х атомов: F2, Br2, CI2, J2 – хим связь ковал неполяр.
  • Hal образуют кислородосодержащие к – ты
  • +1: HCIO, HBrO, HJO3 — галогенноватистая (гипогалогеннат)
  • +3: HCIO2 хлористая (хлорит)
  • +5: HCIO3, HBrO3, HJO3 галогенноватая (галогеннат)
  • +7: HCIO4, HBrO4, H5JO6 галогенная (пергалогеннат)
  • С увелич СО возраст устойчивость и сила к – т и уменьшается их ок – ая способность.
  • С водородом НF.



Источник: https://infopedia.su/10x77a4.html

ПОИСК

    В большинстве соединений хлор как сильно электроотрицательный элемент (ЭО =3,0) выступает в отрицательной степени окисления —1. В соединениях же с более электроотрицательными фтором, кислородом и азотом он проявляет положительные степени окисления.

Особо разнообразны соединения хлора с кислородом, в которых степени окисления хлора +1, -f3, +5 и +7, а также +4 и Ч-6. [c.286]     Степень окисления фтора во всех соединениях —1, так как у атома фтор нет вакантных орбиталей.

У атома хлора имеется вакантный -подуровень распределение электронов на внешнем энергетическом уровне можно выразить следующими схемами  [c.40]

    Образование гипервалентной связи отвечает перетеканию электронной плотности от центрального атома (донор) на лиганды (акцептор) (см. рис. 139, б).

Поэтому в роли лигандов эффективнее всего выступают наиболее электроотрицательные атомы (фтор, кислород), этим же объясняется стабилизация высших степеней окисления элементов в их фторо- и оксо-соединениях. [c.270]

    Особенности химии фтора. Как и в других группах системы, химия типических элементов — фтора и хлора — имеет целый ряд особенностей. Наиболее ярко это проявляется у фтора.

Специфика поведения фтора по сравнению с другими галогенами связана не только с наименьшим радиусом, наибольшими потенциалом ионизации и ОЭО атомов фтора. Главное, что определяет особенности химии фтора,— ограниченные валентные возможности и степени окисления фтора.

Атом фтора не располагает -орбиталями, а промотирование электронов на орбитали с главным квантовым числом 3 для него энергетически невыгодно. В результате в химии фтора представлены только две степени окисления Ои — 1.

Отсюда следует, что фтор только окислитель, а восстановителем быть не может. Поэтому для фтора неизвестны соединения с положительной сте- [c.350]

    OF2 — светло-желтый газ (в жидком состоянии желтый), т. пл. —224 °С, т. кип. —145°С. Очень реакционноспособный. Поскольку фтор более электроотрицателен, чем кислород, последний в ОР2 несет положительный заряд. В этом соединении степень окисления кислорода равна +2. Молекула ОР2 имеет угловое строение, Z.POP = 103°, d(P—О) =141 пм. [c.471]

    I и астат А1 составляют УПА-группу Периодической системы, Групповое название этих элементов-гд гогены. Электронная конфигурация валентного уровня атомов галогенов одинакова пз пр . Электроотрицательность элементов уменьшается от фтора к астату.

Фтор-самый электроотрицательный элемент (/ = 4,10), он не имеет положительных степеней окисления и встречается в соединениях только в состоянии Р , Остальные галогены — хлор и его более тяжелые аналоги проявляют в соединениях степени окисления от ( — 1) до (-ЬУП), [c.114]

    Nal, Mg b, AIF3, ZrBf4. При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значения их электроотрицательностей (см. 1.6) Поскольку при образовании химической связи электроны сме щаются к атомам более электроотрицательных элементов, то по следние имеют в соединениях отрицательную степень окисления Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрица тельности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления —1. Для кислорода, также имеющего высокое значение электроотрицательности, характерна отрицательная степень окисления обычно —2, в пероксидах —1. Исключение составляет соединение OF2, в котором степень окисления кислорода 4-2. Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно +1 и +2. Постоянную степень окисления ( + 1) в большинстве соединений проявляет водород, например [c.185]

    Электронное строение атом а. фтора ls 2s p . В соединениях степень окисления фтора равна —1, т. е. все соединения фтора, в том числе кислородные, являются фторидами. Сущест.

вование F+ в соединениях исключено значение первой энергии ионизации /р (1735 кДж/моль) меньше лишь /не и /ме.

Это означает, что если получить катион F+ (химическим путем это неосуществимо, так как фтор наиболее электроотрицательный элемент),-то при столкновении с любой частицей, кроме атомов Не или Ne, он превратится в атом Р. [c.468]

    При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значения их электроотрицательностей (см. с. 30).

Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.

Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления —I. Для кислорода, также имеющего высокое значение электроотрицательности, харак- [c.178]

    Соединения со степенью окисления фтора —1. В соответствии с закономерным изменением характера элементов по периодам и группам периодической системы закономерно изменяются и свойства фторидов, например  [c.282]

    В соединениях неметаллов, ие включающих водород и кислород, неметалл с большей электроотрицательностью считается отрицательно заряженным. Степень окисления такого неметалла полагается равной заряду его наиболее распространенного отрицательного иона. Например, в I4 степень окисления хлора — 1, а углерода + 4.

В СН4 степень окисления водорода + 1, а углерода — 4, В SF степень окисления фтора — 1, а серы + 6, но в S2 степень окисления серы — 2, а степень окисления углерода -I- 4. В молекулах типа N4S4 с ковалентными связями (где соединяющиеся атомы имеют близкие или совпадаюшие электроотрицательности) понятие степени окисления теряет смысл.

[c.416]

    Соединения со степенью окисления фтора —1 [c.297]

    Связь в этом соединении полярная. Электронные пары сдвинуты к атомам -фтора, поскольку его электроотрицательность больше, чем у кислорода. Следовательно, степень окисления фтора равна —1, а кислорода +2. [c.174]

    Высокий потенциал ионизации атома фтора объясняет отсутствие катиона F+, если не считать образования его в разрядных трубках. Самая же высокая электроотрицательность этого элемента исключает возможность существования положительных степеней окисления фтора в его соединениях. Этим фтор отличается от остальных галогенов. [c.141]

    Способность фтора окислять практически все простые вещества (кроме Не, Ые, Аг) объясняется высочайшей окислительной активностью атомов Р, связанной с их электронной конфигурацией и малым радиусом (ЭО=4). Степень окисления фтора во всех соединениях равна —I. [c.284]

    В своих соединениях степень окисления урана +3, +4, +5 и + 6. Фтор и хлор дают с ураном соединения, отвечающие всем окислительным числам — от иРз(иС1з) до иРб(иС1в).

С кислородом уран образует следующие оксиды 1Ю, иО , и иОз. В водных растворах могут существовать трех- и четырехзарядные ионы урана, но первые довольно легко окисляются.

В степени окисления +6 известен сложный катион состава (диоксоуран). Известны многочислен- [c.73]

    В любом соединении каждому атому может быть приписана степень окисления. Так, для фтора во всех его соединениях степень окисления равна —1, для кислорода —2 (только в ОРг степень окисления кислорода +2, а в пероксидах она равна —1).

Для водорода наиболее характерна степень окисления -(-1, но встречается и —1 (в гидридах металлов). Степень окисления молекул простых веществ, а также атомов элементов равна нулю, а одноатомных ионов —их заряду.

Во всех соединениях щелочные металлы имеют степень окисления -Ь1, а щелочноземельные -Ь2. [c.145]

    Как самый электроотрицательный из химических элементов (см. табл. 15) фтор во всех соединениях, в том числе и с кислородом (ОРг), проявляет степень окисления —1.

Остальные галогены могут проявлять в соединениях и положительную степень окисления. Фтор реагирует почти со всеми простыми и сложными веществами, включая некоторые благородные газы.

При реакции с аморфным оксидом кремния(IV) фтор воспламеняется  [c.258]

    Степень окисления фтора во всех соединениях, кроме равна -1. Пример Г д. [c.111]

Читайте также:  Как написать рецензию на монографию

    Дифторид кислорода OF2 — светло-желтый газ (в жидком состоянии желтый). т. ап. -224 С, т. кип. -145 С. В воде мало растворим и не реагирует с ней.

Поскольку фтор более электроотрицателен, чем кислород, последний в OF2 несет положительный заряд. В этом соединении степень окисления кислорода равна +2. Молекула OF2 имеет угловое строение, FOF-103, rf(F-O) — 141 пм.

Это очень сильный окислитель (за счет [c.460]

    Бинарные соединения называют по более электроотрицательному элементу с добавлением окончания ид , а в формулах символ этого элемента ставят на второе место. Бинарные соединения самого электроотрицательного элемента фтора являются только фторидами.

Водород может иметь в соединениях степень окисления +1 и —1. Бинарные соединения первого типа являются для водорода более характерными и относятся к основным классам НГал, HjO, H3N (привычная формула NH3) и др.

Метан СН4 — представитель основного класса органических соединений — алканов, но может быть отнесен также и к неосновны.м классам неорганических соединений, таких, как карбид водорода. Бинарные соединения второго типа — гидриды— образуются водородом с менее электроотрицательными элементами.

При близких значениях электроотрицательности положительная или отрицательная поляризация во- [c.61]

    Валря -ныи электрочрий уровень атомов этих элементов отвечает формуле па пр Кислород—второй по электроотрица-тсльности элемент (после наиболее отрицательного фтора), ему можно приписать устойчивую степень окисления в соединениях, равную (—И) во фторидах кислорода его степень окисления положительна. Остальные элементы VIA группы проявляют в своих соединениях степени окисления (—И), ( + IV) и (Ч VI), причем для серы устойчива степень окисления ( + VI), а для остальных элементов (4-IV). По электроотрицательности [c.214]

    Элементы кислород О, сера 8, селен 8е, теллур Те и полоний Ро составляют У1А-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Групповое название этих элементов — халькогены, хотя кислород часто рассматривают отдельно. Валентный уровень атомов отвечает электронной формуле ир .

Кислород — второй по электроотрицательности неметалл (после наиболее электроотрицательного фтора). Его устойчивая степень окисления —П положительная степень окисления у кислорода проявляется только в его соединениях с фтором.

Остальные элементы У1А-группы проявляют в соединениях степени окисления -П, IV и -нУ , причём для серы устойчива степень окисления +У1, а для остальных элементов -1-1У.

Судя по значениям электроотриц 1тельности, О и 8 — неметаллы, 8е, Те и Ро — амфотерные элементы с преобладанием неметаллических (8е, Те) или металлических свойств(Ро). [c.139]

    Элементы азот К, фосфор Р, мышьяк Аз, сурьма 8Ь и висмут В1 составляют УА-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Валентный уровень атомов отвечает электронной формуле пя пр .

Азот — третий по электроотрицательности неметалл (после фтора и кислорода) судя по значениям электроотрицательности, фосфор и мышьяк — неметаллы, сур1к1а — типичный амфотерный элемент, а у висмута преобладают металлические свойства.

Элементы УА-груп-пы проявляют в соединениях степени окисления от -П1 до +У. [c.152]

    Во всех соединениях степень окисления водорода равна 4-1, за исключением гидридов металлов, например NaH. aHj, в которых она равна —1.

Кислород в подавляющем большинстве соединений имеет степень окисления —2, но, например, в соединении с фтором степень окисления кислорода равна +2, так как у фтора она всегда равна —I.

В пероксидах, например в NaaOa, степень окисления кислорода равна —1, потому что атомы натрия имеют степень окисления +1 и на два атома натрия приходится два атома кислорода. У одноатомных ионов степень окисления равна заряду иона К +1, Ва + +2, А1 ++3, С1-—1, 5= -—2. [c.78]

    Степень окисления атома может иметь положительное, нулевое и отрицательное значение. Величина положительного окислительного числа определяетс5 числом электронов, оттянутых от данного атома и отмечается знаком плюс.

Отрицательное окислительное число приписывается атому, притянувшему к себе электроны при этом величина окислительного числа равна количеству притянутых электронов и отмечается знаком минус. При вычислении степени окисления п следует пользоваться определенным правилом.

Так, для фтора как наиболее электроотрицательного элемента во всех его соединениях степень окисления Пр =—1, для кислорода по =—2, кроме ОРг и пере-кисных соединений (в соединении ОР2 по=- -2, в перекисях, например МагОг, Ыа—О—О—N3 по = —I). [c.63]

    В соединениях металлов с неметаллами металлы, как менее электроотрицательные элементы, всегда проявляют положительную степень — окисления, даже в гидридах — соединениях с водородом. Степень окисления водорода в гидридах равна 1— Li +H , Са Щ .

Во всех остальных соединениях, крод1е На, степень окисления водорода равна 1+. Характерная валентность кислорода — два. Это самый электроотрицательный элемент, после фтора, поэтому почти во всех соединениях степень окисления кислорода равна 2—.

Только во фториде степень окисления кислорода 2+ (FJ O ), а в перекисях, например в перекиси водорода, —1 (Щ 0 ). [c.150]

    Кислород (ОЭО = 3,5) уступает по электроотрицательности только фтору (ОЭО = 4,0). Во фтороксиде РгО степень окисления кислорода положительна и равна -1-2.

С остальными элементами кислород проявляет обычно в соединениях степень окисления — 2, за исключением водородпероксида Н2О2 и его производных, в которых кислород имеет степень окисления —1.

В живых организмах кислород, сера и селен входят в состав биомолекул в степени окисления —2. [c.351]

    В простейших ковалентных соединениях значение положительной степени окисления элемента — соответствует числу оттянутых от атома связывающих электронных пар, а величина отрицательной степени окисления — числом притянутых электронных пар.

Например, в молекуле H I хлор и водород одновалентны степень окисления более электроотрицательного хлора (3,0) принимается равной —1, а менее электроотрицательного водорода (2,1) +1. В молекулах аммиака H3N и трифторида азота NF, азот образует три связи, т. е. трехвалентен.

В ooTBeT TBHii же с рг зличием в электроотрицательностях азота (3,0), водорода /2,1) и фтора (4,0) азоту в HgN приписывается отрицательная степень окисления —3, а в NFg — положительная степень окисления —1-3, [c.82]

Источник: https://www.chem21.info/info/1484803/

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Cтраница 2

РЎРѕ РјРЅРѕРіРёРјРё веществами фториды кислорода вступают РІ бурные реакции, сопровождающиеся воспламенением Рё взрывом. Реакции заканчиваются образованием фторидов элементов РІ РёС… высших степенях окисления.  [16]

РЇСЃРЅРѕ, что фторид кислорода ( I) O2F2 Рё фторид кислорода ( II) OF2 — сильные окислители ( степень окисления понижается) вследствие стремления кислорода перейти РІ наиболее устойчивые для него состояния.  [17]

РЎ кислородом фтор образует фторид кислорода OF2 — бесцветный газ СЃ характерным запахом; СЏРґРѕРІРёС‚. Р’ этом соединении атомы кислорода Рё фтора находятся РІ ковалентной СЃРІСЏР·Рё.  [18]

Понятно отсюда, что фторид кислорода OF2 РЅРµ является аналогом Рё РЅРµ разделяет свойств закиси хлора ЬО, СЃ которой РѕРЅ сходен РїРѕ составу Рё СЃРїРѕСЃРѕР±Сѓ получения. Так, OF2 РІ отличие РѕС‚ РЎ12Рћ РЅРµ является ангидридом Рё вообще РЅРµ взаимодействует СЃ РІРѕРґРѕР№.  [19]

РЎ кислородом фтор образует фторид кислорода OF2 — бесцветный газ СЃ характерным запахом; СЏРґРѕРІРёС‚. Р’ этом соединении атомы кислорода Рё фтора находятся РІ ковалентной СЃРІСЏР·Рё.  [20]

Понятно отсюда, что фторид кислорода OFa РЅРµ является аналогом Рё РЅРµ разделяет свойств закиси хлора СЬО, СЃ которой РѕРЅ сходен РїРѕ составу Рё СЃРїРѕСЃРѕР±Сѓ получения. Так, OFa РІ отличие РѕС‚ СЬО РЅРµ является ангидридом Рё вообще РЅРµ взаимодействует СЃ РІРѕРґРѕР№.  [21]

Это соединение следует называть фторидом кислорода.  [22]

Кислородное соединение фтора OFj ( фторид кислорода) — бесцветный газ, РїРѕ запаху напоминающий РѕР·РѕРЅ. Это единственное соединение, РІ котором кислород проявляет положительную степень окисления.  [23]

Кислородное соединение фтора OF2 ( фторид кислорода) — бесцветный газ, РЅРѕ запаху напоминающий РѕР·РѕРЅ. Это единственное соединение, РІ котором кислород проявляет положительную степень окисления.  [24]

Р�сключения составляют пероксиды, надпероксиды, РѕР·РѕРЅРёРґС‹, фториды кислорода.  [25]

РўР° же методика, которая применялась для синтезов фторидов кислорода, была успешно использована для получения фторидов благородных газов.  [26]

Окислы фтора были уже обсуждены; их называют фторидами кислорода вследствие большей электроотрицательности фтора, чем кислорода.

Соединения же остальных галогенов СЃ кислородом правильнее называть окислами галогенов, так как кислород более электроотрицателен, чем хлор, Р±СЂРѕРј Рё РёРѕРґ, хотя РїРѕ сравнению СЃ хлором Рё РЅРµ РІ очень значительной степени. Р’СЃРµ окислы формально можно рассматривать как ангидриды или смешанные ангидриды соответствующих кислородсодержащих кислот, РЅРѕ это положение РЅРµ имеет большого практического значения РІ РёС… С…РёРјРёРё.  [27]

Среди фторидов элементов подгруппы кислорода особое положение занимают сами фториды кислорода.

Р’СЃРµ известные соединения кислорода СЃРѕ фтором — газообразные вещества СЃ очень РЅРёР·РєРёРјРё температурами кипения, что указывает РЅР° крайне малую РёС… полярность Рё, следовательно, РЅР° ковалентный характер СЃРІСЏР·Рё РІ этих фторидах. Ковалентность фтора указывает РЅР° сродство Рє электронам всей молекулы РІ целом. Поэтому фториды кислорода являются сильными окислителями Рё сильными фторирующими агентами. Фториды кислорода особенно широко начали изучаться РІ последние РіРѕРґС‹. Р’СЃРµ эти фториды получаются РІ электрическом разряде Рё устойчивы только РїСЂРё РЅРёР·РєРёС… температурах. РќРѕ даже Рё РїСЂРё РЅРёР·РєРёС… температурах фториды кислорода обладают высокой химической активностью, РЅРµ уступая РІ некоторых случаях жидкому фтору. РџРѕ отношению Рє низшим фторидам галогенов фториды кислорода РјРѕРіСѓС‚ выступать РІ роли фторирующих реагентов.  [28]

РЇСЃРЅРѕ, что фторид кислорода ( I) O2F2 Рё фторид кислорода ( II) OF2 — сильные окислители ( РїРѕ понижается) вследствие стремления кислорода перейти РІ наиболее устойчивые для него состояния.  [29]

Рљ неорганическим фторокислителям, РєСЂРѕРјРµ фтора, РІ РѕСЃРЅРѕРІРЅРѕРј относят фториды кислорода, фториды Рё РѕРє-софториды азота, фториды Рё оксофториды галогенов, фториды Рё оксофториды благородных газов, фториды, РІ состав которых РІС…РѕРґСЏС‚ сложные, обладающие высокими окислительными свойствами фторсодержащие РёРѕРЅС‹. РњРЅРѕРіРёРµ РёР· этих соединений РїСЂРё обычных условиях-жидкие или даже твердые вещества СЃ высокой термической устойчивостью, некоторые РёР· РЅРёС… достаточно инертны Рё окислительные свойства проявляют лишь РїСЂРё нагревании или каком-либо РёРЅРѕРј СЃРїРѕСЃРѕР±Рµ инициирования процесса, что упрощает РёС… эксплуатацию.  [30]

Страницы:      1    2    3    4

Источник: https://www.ngpedia.ru/id571005p2.html

№8 Кислород

Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 А.

Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.
Несколькими годами ранее (в 1771-м) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота.

Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода).

Нахождение в природе, получение:

Кислород — самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе).

Свободный кислород в атмосфере появился около 3-4 млрд лет назад (возраст земли около 4,6 млрд. лет). Сейчас основная часть кислорода на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана, лесами и зелёными растениями.

При этом около 60% производимого кислорода, расходуется на процессы гниения и разложения в самих лесах и растительных зонах.

В верхних слоях атмосферы часть молекулярного кислорода (2-8 ppm)под действием солнечного излучения переходит в озон, О3, образуя так называемый «озоновый слой», защищающий земные организмы от вредного УФ-излучения.

Физические свойства:

Простое вещество существует в двух аллотропных модификациях: O2 и O3 (озон).
Кислород, О2 — при нормальных условиях газ без цвета, вкуса и запаха. 1л его весит 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100г при 0°C) и спирте (2,78 мл/100г при 25 °C).

Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объема O2 в 1 объеме Ag при 961 °C). Является парамагнетиком.
Озон, О3 — аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях это газ голубого цвета со специфическим запахом, ядовит. В твёрдом виде (Тпл.

=-197°C) представляет собой тёмно-синие, серые, практически чёрные кристаллы.

Химические свойства:

Сильный окислитель, взаимодействует, практически, со всеми элементами, образуя оксиды. Не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.
Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:
2NO + O2 = 2NO2
Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции, кроме оксида, как правило является кислород: NO + O3 = 2NO2 + O2

В соединениях кислород проявляет степени окисления от -2 до +2

Важнейшие соединения:

Оксиды, соединения элементов с кислородом, в которых кислород имеет ст. окисления -1. По химическим свойствам традиционно выделяют 4 группы оксидов: — кислотные ( CO2, Cl2O7), основные ( Na2O, MgO), амфотерные (Al2O3, ZnO) и несолеобразующие ( N2O). Свойства оксидов рассмотрены при рассмотрении соответствующих элементов.

Пероксиды — соединения кислорода со степенью окисления -1.

Пероксиды щелочных металлов получаются при их сгорании в кислороде: 2Na + O2 = Na2O2
Некоторые оксиды поглощают кислород, переходя в пероксиды:
2BaO + O2 = 2BaO2
Пероксиды можно рассматривать как соли очень слабой кислоты ( H2O2), их реакция с более сильными кислотами может использоваться для получения пероксида водорода.

Надпероксиды — получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре: Na2O2 + O2 = NaO2
Кислород в надпероксидах имеет степень окисления -1/2, т.е. один электрон на два атома кислорода (ион O2-).

Дифторид кислорода, OF2, степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи: 2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O Монофторид кислорода, (Диоксидифторид), O2F2, степень окисления кислорода +1 , нестабилен. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре -196°С. Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получают смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2. Фториды кислорода — сильные окислители.

Широкое промышленное применение кислорода началось в середине ХХ века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.

    — В металлургии: Конвертерный способ производства стали, сварка и резка металлов
    — Ракетные двигатели: Смесь жидкого кислорода и жидкого озона один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород-озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода). В качестве окислителя для ракетного топлива применяется также жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения.
    — В медицине: кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей (аэронетики) при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т.д.

  •     — В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948, как пропеллент и упаковочный газ.
  • ХФ ТюмГУ

Источник: http://www.kontren.narod.ru/x_el/info08.htm

Ссылка на основную публикацию