Эффективность О. ф. оценивают с помощью отношения Р/О, т. е. количества фосфата, связанного при фосфорилировании АДФ, отнесённого к поглощённому О₂. Одна молекула АТФ образуется при переносе 2 электронов через пункт энергетического сопряжения. Р/О при окислении НАД · Н равно 3, янтарной кислоты — 2. См. также Аденозинфосфорные кислоты,Окисление биологическое,Цитохромы и лит. при этих статьях.

  С. А. Остроумов.

Упрощённая схема цепи дыхательных ферментов, локализованных в митохондриях. Перенос электронов по цепи на трёх этапах (т. н. пунктах сопряжения) сопровождается запасанием выделяющейся энергии, т. е. синтезом АТФ из АДФ и фосфата (показано толстыми стрелками).

Окислительное число

Окисли'тельное число', степень окисления, численная величина электростатического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов. О. ч. атома водорода в соединениях с неметаллами условно принято равным +1. Правила расчёта О. ч. даны в статьях Окисление-восстановление, Валентность. В химии понятие «О. ч.» используется при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, при классификации неорганических соединений, в особенности координационных (см. Комплексные соединения), где применение обычных классических определений валентности вызывает затруднения.

  О. ч. в ряде случаев не совпадает ни с валентностью (например, в органических соединениях углерод всегда четырёхвалентен, а О. ч. атома С в соединениях CH₄, CH₃OH, HCOOH соответственно равно –4, –2 и +2), ни с фактическим числом электронов, которые участвуют в образовании связей. В случае атомов, близких по электроотрицательности, возникает неопределённость, к какому из них сдвигается электронная пара. Например, в молекуле CS₂ электроотрицательность атомов углерода и серы практически одинакова и О. ч. атомов С и S может быть +4 и –2 или –4 и + 2 соответственно (значения электроотрицательностей см. в табл. к ст. Металлы).

Окислы

О'кислы, оксиды, соединения химических элементов с кислородом. По химическим свойствам все О. делятся на солеобразующие (например, Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇) и несолеобразующие (например, СО, N₂O, NO, H₂O). Солеобразующие О. подразделяются на основные, кислотные и амфотерные (их гидроокиси являются соответственно основаниями,кислотамиили проявляют амфотерность). Химическая функция О. определяется положением окисленных элементов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. (О названиях О. см. Номенклатура химическая.) Многие О. встречаются в природе: вода H₂O, углекислый газ СО₂, кремнезём SiO₂ (главная составная часть горных пород) и др. Некоторые природные О. (железа,олова и др.) служат главным сырьём для получения соответствующих металлов. О. широко применяют в технике, например негашёную известь CaO — в строительном деле, NO₂, SO₂ — в производстве азотной и серной кислот.

Окислы природные

О'кислы приро'дные, группа минералов, представляющих собой природные химические соединения элементов с кислородом, с гидроксильной группой (т. и. гидроокислы или гидроксиды), а также с О и OH вместе (т. н. оксигидраты). В качестве катионов в составе О. п. участвует до 40 элементов; главные из них относятся к литофильным элементам (Si, Ti, Nb, Ta, Mn, Al, Mg, Sn, Zr и др.), однако известны многие минералы О. п. халькофильных элементов и сидерофильных элементов, Среди О. п. выделяют простые окислы (например, кремнезёма минералы, куприт CuO₂, корунд AlO₃, гематит Fe₂O₃, касситерит SnO₂); сложные окислы, смешанные окислы изодесмического типа, кристаллические структуры которых состоят из одного или двух атомов металла с различной степенью окисления и кислорода (например, магнетит

, ильменит Fe²⁺Ti⁴⁺O₃ и др.); своеобразную группу представляют соединения с Nb, Ta, Ti [напр., колумбит(Fe, Mn)²⁺(Ta, Nb)₂⁵⁺+O₆, браннерит , перовскит CaTiO₃]; гидроокислы [например, брусит Mg (OH)₂, гиббсит Al (OH)₃]; оксигидраты — более сложные соединения с гидроксильной группой и кислородом (например, бёмит AlO (OH); иногда в их кристаллической структуре водород образует протон Н⁺ с координационным числом 2, располагающийся обычно между двумя кислородами (например, в гётите FeOOH, диаспоре AlOOH). В некоторых О.п. в виде твёрдого раствора присутствует молекулярная вода (например, гидрогётит FeOOH·nH₂O). Кристаллические структуры многих О. п. являются координационными (типа корунда, NaCI, флюорита и др.), цепочечными (типа рутила и др.), каркасными (типа кварца,анатаза и др.). Условия образования О. п. главным образом связаны с процессами гипергенеза и литогенеза на поверхности суши и в прибрежных мелководных зонах. Характерная геохимическая обстановка — богатая водой и кислородом среда с высоким окислительным потенциалом. В результате метаморфизма горных пород гидроокислы переходят в простые или сложные окислы (например, бурые железняки в гематит и магнетит, диаспор — бёмит в корунд). При застывании магмы и кристаллизации минералов из остаточных расплавов и растворов в пегматитах, гидротермальных жилах и др. также образуется ряд простых или сложных О. п. (например, хромиты, магнетиты, ильмениты, касситерит, уранинит, колумбит). Многие О. п. являются ценными рудными и нерудными полезными ископаемыми (например, окисные руды Mn, Fe, Al и др.). См. также Гидроокислы природные.

  Лит.: Минералы т 2 в 2—3, М., 1965—1967; Поваренных А. С., Кристаллохимическая классификация минеральных видов, К., 1966.

  Г. П. Барсанов.

Окиснортутный элемент

Окиснорту'тный элеме'нт, гальванический элемент, у которого активная масса отрицательного электрода представляет собой Zn, In или Cd, активная масса положительного электрода приготавливается из красной окиси ртути и графита, а электролитом служит раствор едкого кали (в некоторых конструкциях используется пастообразный электролит). О. э. с жидким электролитом были известны ещё в 80-х гг. 19 в., но их массовое изготовление и широкое использование стали возможны лишь с 40-х гг. 20 в. благодаря усовершенствованию конструкции и технологии производства. Наиболее распространены О. э. типа ХРЦ (ртутно-цинковый, активная масса отрицательного электрода — цинк высокой чистоты); начальное напряжение 1,25—1,35 в, конечное напряжение ~1,0 в; ёмкость 0,01—14,0 а·ч; масса 0,2—170 г). О. э. отличаются стабильностью напряжения, высокой сохраняемостьо, механической прочностью, сравнительно малыми размерами. Их применяют в качестве источников опорного напряжения в измерительных приборах, источников питания малогабаритной радиоаппаратуры, слуховых аппаратов, медицинских приборов, в кинофотоаппаратуре, электрочасах и т.д. (см. Химические источники тока).