Кислород

Оксигенотерапия дома

С появлением современных концентраторов кислорода, стало возможным проводить процедуры дома. Для этого необходим концентратор кислорода (кислород отфильтровывается из обычного воздуха) и кислородная маска или назальные канюли. В большинстве случаев достаточно производительности оборудования до 5 л/минуту. Длительность процедуры обычно 10-30 минут.

Применение концентраторов кислорода очень безопасно, по сравнению с баллонами кислорода. И часто достаточно брать в аренду концентратор кислорода, т.к. это будет выгоднее покупки, а курс процедур надо делать периодически.

Химические свойства[править]

Кислород относится к главной подгруппе VI группы периодической системы элементов. Его порядковый номер 8.

Молекула кислорода состоит из двух атомов. Химическая связь ковалентная. Упрощенная структурная формула: O = O.

Существует также высокоэнергетическая синглетная форма молекулы кислорода. Она очень химически активна, и быстро реагирует с органическими соединениями. Синглетный кислород образуется в процессе фотосинтеза, и иммунной системой. Он также возникает в тропосфере вследствие фотолиза озона.

Имея во внешней электронной оболочке шесть электронов, атомы кислорода энергично присоединяют от атомов других элементов два электрона, которых им не хватает для завершения валентной оболочки, и превращаются в негативные двухвалентные ионы:

O + 2e = O2-

При этом кислород проявляет свои окислительные свойства. Из всех химических элементов он является одним из сильнейших окислителей и уступает в этом только фтору. Кислород непосредственно соединяется со всеми элементами, за исключением инертных газов, галогенов и благородных металлов. Химическая активность кислорода возрастает с повышением температуры.

4Na + O2 = 2Na2O

Кислород хорошо растворим в органических растворителях, поглощается тонкими порошками металлов, угля. Образует соединения со всеми элементами, кроме гелия, аргона и неона. На основе типов и свойств кислородных соединений построена классификация неорганических соединений. С металлами и неметаллами кислород образует оксиды соединений, с щелочными металлами, кроме лития, — пероксиды. Взаимодействие веществ с кислородом значительно ускоряется при нагревательной действия электрических разрядов, под давлением, при наличии катализаторов, особенно воды. В смеси с горючими газами и паром, с тонкими порошками многих металлов и органических веществ газообразный кислород образует взрывчатые смеси. Он легко окисляет органические соединения.

CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O

Преимущества кислородного концентратора

Главными плюсами медицинского оборудования являются: безопасность методики; безвредность адсорбентов; возможность автоматизации процедуры; высокая чистота кислорода; бесцветный газ вырабатывается с помощью молекулярной фильтрации; уход от использования небезопасных баллонов со сжатым газом.

Покупая аппарат для домашнего лечения, нужно обратить внимание на его мощность, насыщенность потока кислородом, страну-производителя, функциональность, наличие дополнительных функций, обеспечивающих легкость эксплуатации, монитора и пульта для управления прибором на расстоянии

Это важно, ведь вы покупаете не разовую вещь, которую не жалко выбросить в случае несоответствия вашим ожиданиям. Поэтому отдавайте предпочтения более дорогим моделям и делайте покупки на сайтах профессиональных компаний, специализирующихся на медицинском оборудовании.
Обязательно следует ознакомиться с гарантией

Обычно она составляет 1-2 года

Поэтому отдавайте предпочтения более дорогим моделям и делайте покупки на сайтах профессиональных компаний, специализирующихся на медицинском оборудовании.
Обязательно следует ознакомиться с гарантией. Обычно она составляет 1-2 года.

Источники

1. Жесткова М.А., Овсянников Д.Ю., Даниэл-Абу М. Длительная домашняя кислородотерапия у детей. Учебно-методическое пособие для врачей и родителей в вопросах и ответах // Неонатология: новости, мнения, обучение. 2019. Т. 7. № 4. С. 93–102. doi: 10.24411/2308-2402-2019-14008
2. Авдеев С.Н. Длительная кислородотерапия при хронической дыхательной недостаточности // Интенсивная терапия в пульмонологии : монография / под ред. А.Г. Чучалина) : в 2 т. М. : АТМО, 2015. Т. 2. C. 228–250.

Больше свежей и актуальной информации о здоровье на нашем канале в Telegram. Подписывайтесь: https://t.me/foodandhealthru

Автор статьи:

Извозчикова Нина Владиславовна

Специальность: инфекционист, гастроэнтеролог, пульмонолог.

Общий стаж: 35 лет.

Образование: 1975-1982, 1ММИ, сан-гиг, высшая квалификация, врач-инфекционист.

Другие статьи автора

Редактор статьи:

Момот Валентина Яковлевна

Специальность: Онкология.

Место работы: Институт экспериментальной патологии, онкологии и радиобиологии им. Р. Е. Кавецкого НАН Украины.

Все отредактированные статьи редактора

Будем признательны, если воспользуетесь кнопочками:

Описание[править]

Кислород — буквально «тот, что порождает кислоту». Русское слово восходит к М. В. Ломоносову и является калькой французского слова oxygène, предложенного А. Лавуазье (от др.-греч. ὀξύς — «кислый» и γεννάω — «рождаю»).

Атомный номер кислорода — 8; атомная масса — 15,9994. Кислород образует соединения со всеми элементами, кроме гелия, аргона и неона. При нормальных условиях кислород — газ, состоящий из двухатомных молекул. При 90,18 К кислород конденсируется в бледно-голубую жидкость, при 54,36 К — затвердевает. Есть и другие аллотропные формы кислорода, в частности трехатомный кислород (формула O₃) называется озон — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом.

Плотность жидкого кислорода — 1,144; температура плавления составляет −218 ° C, температура кипения составляет −183 ° C.

С некоторыми металлами кислород образует пероксиды, надпероксиды, озониды, а с горючими газами — взрывчатые смеси.

Элемент кислород занимает третье место после водорода и гелия по распространенности в Вселенной. Он — самый распространенный химический элемент на Земле — 47 % массы земной коры, 85,7 % массы гидросферы, 23,15 % массы атмосферы, 79 % и 65 % массы растений и животных соответственно. За объемом кислород занимает 92 % объема земной коры. Известно около 1400 минералов, содержащих кислород, главные из них — кварц, полевые шпаты, слюда, глинистые минералы, карбонаты. Более 99,9 % кислорода Земли находится в связанном состоянии. Кислород — фактор, который регулирует распределение элементов в планетарном масштабе. Содержание его с глубиной закономерно уменьшается. Количество кислорода в магматических породах меняется от 49 % в гранитах до 38−42 % в дунитах и кимберлитах. Содержание кислорода в метаморфических породах соответствует глубине их формирования: от 44 % в эклогитах 48 % в кристаллических сланцах. Максимум кислорода — в осадочных породах — 49−51 %. Исключительную роль в геохимических процессах играет свободный кислород — молекулярный кислород, значение которого определяется его высокой химической активностью, большой миграционной способностью и постоянным, относительно высоким содержанием в биосфере, где он не только расходуется, но и воспроизводится. Считается, что свободный кислород появился в протерозое в результате фотосинтеза.

В гипергенных процессах кислород — один из основных агентов, он окисляет сероводород и низшие оксиды. Кислород определяет поведение многих элементов: повышает миграционную способность халькофилов, окисляя сульфиды до подвижных сульфатов, снижает подвижность железа и марганца, осаждая их в виде гидроксидов и вызывая тем самым их разделение. В водах океана содержание кислорода меняется: летом океан отдает кислород в атмосферу, зимой поглощает его. Полярные регионы обогащены кислородом

Важное геохимическое значение имеют соединения кислорода, в частности вода.

Основной промышленный метод получения кислорода — разделение воздуха методом глубокого охлаждения. Как побочный продукт кислород получают при электролизе воды. Разработан способ получения кислорода методом выборочной диффузии газов через молекулярные сита. Газообразный кислород применяется в металлургии для интенсификации доменных и сталеплавильных процессов, при выплавке цветных металлов в шахтных печах, бессемеровании штейнов и др. (Более 60 % потребляемого кислорода); как окислитель во многих химических производствах; в технике — при сварке и резке металлов; при подземной газификации угля и т. п.; озон — при стерилизации питьевой воды и дезинфекции помещений. Жидкий кислород используют как окислитель для некоторых разновидностей ракетного топлива.

Химические свойства кислорода

Кислород поддерживает горение.


Горение — б




ыстрый процесс окисления вещества, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и света.


Чтобы доказать, что в склянке находится кислород, а не какой-то другой газ, надо в склянку опустить тлеющую лучинку. В кислороде тлеющая лучинка ярко вспыхивает. Горение различных веществ на воздухе – это окислительно-восстановительный процесс, в котором окислителем является кислород. Окислители – это вещества, «отбирающие» электроны у веществ-восстановителей. Хорошие окислительные свойства кислорода можно легко объяснить строением его внешней электронной оболочки.

Валентная оболочка кислорода расположена на 2-м уровне – относительно близко к ядру. Поэтому ядро сильно притягивает к себе электроны. На валентной оболочке кислорода

2s

2

2p

4

находится 6 электронов. Следовательно, до октета недостает двух электронов, которые кислород стремится принять с электронных оболочек других элементов, вступая с ними в реакции в качестве окислителя.

Кислород имеет вторую (после фтора) электроотрицательность в шкале Полинга. Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений с другими элементами кислород имеет

отрицательную

степень окисления. Более сильным окислителем, чем кислород, является только его сосед по периоду – фтор. Поэтому соединения кислорода с фтором – единственные, где кислород имеет положительную степень окисления.

Итак, кислород – второй по силе окислитель среди всех элементов Периодической системы. С этим связано большинство его важнейших химических свойств.

С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород — окислитель.

Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:

4Li + O

₂

→ 2Li

₂

O,

2K + O

₂

→ K

₂

O

₂

,

2Ca + O

₂

→ 2CaO,

2Na + O

₂

→ Na

₂

O

₂

,

2K + 2O

₂

→ K

₂

O

₄

Мелкий порошок железа ( так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe

₂

O

₃

, а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:

3 Fe + 2O

₂

→ Fe

₃

O

₄

2Mg + O

₂

→ 2MgO

2Cu + O

₂

→ 2CuO

С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:

S + O

₂

→ SO

₂

,

C + O

₂

→ CO

₂

,

2H

₂

+ O

₂

→ H

₂

O,

4P + 5O

₂

→ 2P

₂

O

₅

,

Si + O

₂

→ SiO

₂

, и т.д

Почти все реакции с участием кислорода O

₂

экзотермичны, за редким исключением, например:

N

₂

+ O

₂

→

2NO – Q

Эта реакция протекает при температуре выше 1200

o

C или в электрическом разряде.

Кислород способен окислить сложные вещества, например:

2H

₂

S + 3O

₂

→ 2SO

₂

+ 2H

₂

O   (избыток кислорода),

2H

₂

S + O

₂

→ 2S + 2H

₂

O   (недостаток кислорода),

4NH

₃

+ 3O

₂

→ 2N

₂

+ 6H

₂

O   (без катализатора),

4NH

₃

+ 5O

₂

→ 4NO + 6H

₂

O   (в присутствии катализатора Pt ),

CH

_{4 (метан)}

+ 2O

₂

→ CO

₂

+ 2H

₂

O,

4FeS

<sub>2 (

пирит

)</sub>

+ 11O

₂

→ 2Fe

₂

O

₃

+ 8SO

₂

.

Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O

₂

+

, например, O

₂

+

[PtF

₆

]

—

(успешный синтез этого соединения  побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).

Озон

Озон химически более активен, чем кислород O

₂

. Так, озон окисляет иодид — ионы I

—

в растворе  Kl:

O

₃

+ 2Kl + H

₂

O = I

₂

+ O

₂

+ 2KOH

Озон сильно ядовит, его ядовитые свойства сильнее, чем, например, у сероводорода. Однако в природе озон, содержащийся в высоких слоях атмосферы, выполняет роль защитника всего живого на Земле от губительного ультрафиолетового излучения солнца. Тонкий озоновый слой поглощает это излучение, и оно не достигает поверхности Земли. Наблюдаются значительные колебания в толщине и протяженности этого слоя с течением времени (так называемые озоновые дыры) причины таких колебаний пока не выяснены.

Применение кислорода O

₂

: для интенсификации процессов получения чугуна и стали, при выплавке цветных металлов, как окислитель в различных химических производствах, для жизнеобеспечения на подводных кораблях, как окислитель ракетного топлива (жидкий кислород), в медицине, при сварке и резке металлов.

Применение озона О

₃

:

для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.

Оксиды. Классификация, свойства, получение, применение

Оксиды — это неорганические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Единственным элементом, не образующим оксид, является фтор, который в соединении с кислородом образует фторид кислорода. Это связано с тем, что фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород.

Данный класс соединений является очень распространенным. Каждый день человек встречается с разнообразными оксидами в повседневной жизни. Вода, песок, выдыхаемый нами углекислый газ, выхлопы автомобилей, ржавчина — все это примеры оксидов.

Классификация оксидов

Все оксиды,  по способности образовать соли, можно разделить на две группы:

1. Солеобразующие оксиды (CO2, N2O5,Na2O, SO3 и т. д.)
2. Несолеобразующие оксиды(CO, N2O,SiO, NO и т. д.)

В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяют на 3 группы:

• Основные оксиды  — (Оксиды металлов — Na2O, CaO, CuO и т д)
• Кислотные оксиды — (Оксиды неметаллов, а так же оксиды металлов в степени окисления  V-VII — Mn2O7,CO2, N2O5, SO2, SO3 и т д)
• Амфотерные оксиды (Оксиды металлов со степенью окисления III-IV а так же ZnO, BeO, SnO, PbO)

Данная классификация основана на проявлении оксидами определенных химических свойств. Так, основным оксидам соответствуют основания, а кислотным оксидам — кислоты.

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соответствующей соли, как если бы реагировали основание и кислота, соответствующие данным оксидам:Аналогично, амфотерным оксидам соответствуют амфотерные основания, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:Химические элементы проявляющие разную степень окисления, могут образовывать различные оксиды. Чтобы как то различать оксиды таких элементов, после названия оксиды, в скобках указывается валентность.

CO2 – оксид углерода (IV)

N2O3 – оксид  азота (III)

Физические свойства оксидов

Оксиды весьма разнообразны по своим физическим свойствам. Они могут быть как жидкостями (Н2О), так и газами (СО2, SO3) или твёрдыми веществами (Al2O3, Fe2O3). Приэтом оснОвные оксиды, как правило, твёрдые вещества. Окраску оксиды также имеют самую разнообразную — от бесцветной (Н2О, СО) и белой (ZnO, TiO2) до зелёной (Cr2O3) и даже чёрной (CuO).

Химические свойства оксидов

Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:

Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды:

Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:

Получение оксидов

Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.

Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: При обжиге или горении различных бинарных соединений:Термическое разложение солей, кислот и оснований :Взаимодействие некоторых металлов с водой:

Применение оксидов

Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO3 используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.

Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.

Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.

Оксид углерода CO2, который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.

Химические свойства

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

 4Li+O2→2Li2O{\displaystyle ~{\mathsf {4Li+O_{2}\rightarrow 2Li_{2}O}}}

 2Sr+O2→2SrO{\displaystyle ~{\mathsf {2Sr+O_{2}\rightarrow 2SrO}}}

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

 2NO+O2→2NO2↑{\displaystyle ~{\mathsf {2NO+O_{2}\rightarrow 2NO_{2}\uparrow }}}

Окисляет большинство органических соединений:

 CH3CH2OH+3O2→2CO2+3H2O{\displaystyle ~{\mathsf {CH_{3}CH_{2}OH+3O_{2}\rightarrow 2CO_{2}+3H_{2}O}}}

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

 CH3CH2OH+O2→CH3COOH+H2O{\displaystyle ~{\mathsf {CH_{3}CH_{2}OH+O_{2}\rightarrow CH_{3}COOH+H_{2}O}}}

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором (см. ниже ).

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

 2Na+O2→Na2O2{\displaystyle ~{\mathsf {2Na+O_{2}\rightarrow Na_{2}O_{2}}}}

Некоторые оксиды поглощают кислород:

 2BaO+O2→2BaO2{\displaystyle ~{\mathsf {2BaO+O_{2}\rightarrow 2BaO_{2}}}}

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:

 H2+O2→H2O2{\displaystyle ~{\mathsf {H_{2}+O_{2}\rightarrow H_{2}O_{2}}}}

В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O−2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

 Na2O2+O2→2NaO2{\displaystyle ~{\mathsf {Na_{2}O_{2}+O_{2}\rightarrow 2NaO_{2}}}}

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

 K+O2→KO2{\displaystyle ~{\mathsf {K+O_{2}\rightarrow KO_{2}}}}

Озониды содержат ион O−3 со степенью окисления кислорода, формально равной −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

 KOH+O3→KO3+H2O+O2↑{\displaystyle ~{\mathsf {KOH+O_{3}\rightarrow KO_{3}+H_{2}O+O_{2}\uparrow }}}

В ионе диоксигенила O2+ кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:

 PtF6+O2→O2PtF6{\displaystyle ~{\mathsf {PtF_{6}+O_{2}\rightarrow O_{2}PtF_{6}}}}

Фториды кислорода

Дифторид кислорода, OF2 степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

 2F2+2NaOH→2NaF+H2O+OF2↑{\displaystyle ~{\mathsf {2F_{2}+2NaOH\rightarrow 2NaF+H_{2}O+OF_{2}\uparrow }}}

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C:

 F2+O2→O2F2{\displaystyle ~{\mathsf {F_{2}+O_{2}\rightarrow O_{2}F_{2}}}}

Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.

Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона трифторгидроксония (англ.) OF3+. Если этот ион действительно существует, то степень окисления кислорода в нём будет равна +4.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях: O₂ и O₃ (озон). Как установили в 1899 году Пьер Кюри и Мария Склодовская-Кюри, под воздействием ионизирующего излучения O₂ переходит в O₃.

Виды кислородных концентраторов

Существует несколько видов кислородных концентраторов, они классифицируются в зависимости от производительности (мощности), типа исполнения и сферы применения. Согласно типу исполнения аппараты разделяются на портативные и стационарные. По сфере применения устройства могут быть для домашнего и клинического использования, а также универсальными.

Медицинские концентраторы кислорода применяются в салонах машин скорой помощи, санаториях, пансионатах и больницах. Приспособления могут предназначаться для разных целей: оказания неотложной помощи; длительной оксигенотерапии при болезнях сердца и легких. В отделениях терапии и операционных используются стационарные аппараты, производительность которых равна 5-10 литров в минуту. В машинах скорой медицинской помощи устанавливаются портативные концентраторы кислорода.

Универсальные аппараты со средней мощностью от 1 до 5 литров в минуту могут использоваться в домашних и стационарных условиях, также их оборудуют в:

• санаториях;
• фитнес-центрах;
• салонах красоты.

Устройства используются как с целью профилактики, так и для непосредственного лечения. Концентраторы для домашнего использования отличаются небольшим показателем производительности (до 3 литров в минуту). Они небольших размеров и ими удобно пользоваться. С помощью кислородного концентратора можно приготовить кислородный коктейль или провести профилактическую ингаляцию дома.

Получение

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха.
Основным промышленным способом получения кислорода является криогенная ректификация.
Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.

В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO₄:

2KMnO4→K2MnO4+MnO2+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2KMnO_{4}\rightarrow K_{2}MnO_{4}+MnO_{2}+O_{2}\uparrow }}}

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н₂О₂ в присутствии оксида марганца(IV):

2H2O2 →MnO2 2H2O+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O_{2}\ {\xrightarrow {MnO_{2}}}\ 2H_{2}O+O_{2}\uparrow }}}

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO₃:

2KClO3→2KCl+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {2KClO_{3}\rightarrow 2KCl+3O_{2}\uparrow }}}

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):

2HgO→2Hg+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2HgO\rightarrow 2Hg+O_{2}\uparrow }}}

На подводных лодках обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

2Na2O2+2CO2→2Na2CO3+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2Na_{2}O_{2}+2CO_{2}\rightarrow 2Na_{2}CO_{3}+O_{2}\uparrow }}}