protonové číslo 8
relativní atomová hmotnost 15.995
elektronegativita 3.5
elektronová konfigurace [He]2s22p4
hustota (g·cm-3) 1.426 (-252.5 °C)
teplota tání (°C) -218.4
teplota varu (°C) -182.96

Kyslík (8O)

historie

  • za objevitele kyslíku jsou považováni C. W. Scheele a J. Priestley
  • Scheele, lékárník ze švédského města Uppsala, připravil kyslík v období 1771–1773 zahříváním KNO3, Mg(NO3)2, Ag2CO3, HgO, nebo směsi H3AsO4 s MnO2
  • vzniklý plyn nazval vitriolový vzduch a uvedl, že vzniklý plyn je bez barvy, zápachu a chuti a podporuje hoření lépe než normální vzduch

výskyt

  • nejrozšířenější prvek na Zemi
  • volný prvek O2, případně jako ozon O3
  • O2 v zemské atmosféře tvoří 20,948 objemových procent jejího složení
  • značná množství kyslíku jsou také rozpuštěna ve světových oceánech a v povrchových vodách, všechen tento kyslík je biologického původu a vznikl fotosyntézou v zelených rostlinách z oxidu uhličitého a z vody
  • fotosyntéza zelenými rostlinami začala asi před 2 500 000 000 let
  • obsah O2 v atmosféře dosáhl před 800 000 000 let asi 2% současného stavu a před 580 000 000 let asi 20% současného obsahu v atmosféře
  • ve sloučeninách (jako voda a jako složka většiny hornin, minerálů a půd)
  • biogenní prvek

laboratorní příprava

  • elektrolýzou odplyněných vodných roztoků elektrolytů (získáme vlhký O2)
  • katalytickým rozkladem peroxidu vodíku pomocí poplatinované niklové folie
  • tepelným rozkladem některých solí kyslíkatých kyselin, nejvhodnější pro tyto účely je chlorečnan draselný (KClO3), který uvolňuje kyslík při zahřívání na 400 až 500°C:
    2KClO3 → 2KCl + 3O2 (t = 400 - 500 °C)
  • malé množství dýchatelného kyslíku pro nouzové použití (např. selhání hlavního zdroje v letadle nebo v ponorce) může být získáno rozkladem chlorečnanu sodného (NaClO3) v tzv. kyslíkových svíčkách
  • nejlepší metodou pro získání velmi čistého kyslíku je však tepelný rozklad rekrystalizovaného, předsušeného a odplyněného manganistanu draselného (KMnO4) ve vakuu. Reakce probíhá při 215 až 235 °C za vzniku MnVI a MnIV:
    2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

průmyslová výroba

frakční destilací zkapalněného vzduchu při teplotách okolo -183 °C
ačkoliv se světová produkce kyslíku blíží 100 milionům tun ročně, je to stále méně než jedna desetimiliontina kyslíku obsaženého v atmosféře, který je stále doplňován fotosyntézou

fyzikální vlastnosti

  • plyn bez barvy, zápachu a chuti
  • tuhý a kapalný kyslík mají modrou barvu
  • tvoří tři stabilní izotopy z nichž výrazně převládá 16O, který tvoří více než 99,73 hmotnostních %, ostatní, velmi vzácné izotopy jsou 17O a 18O
  • uměle se dají izotopy připravit frakční destilací vody, elektrolýzou vody nebo termální difúzí plynného kyslíku
  • tvoří tříatomový alotrop O3, nazývaný ozon
  • existuje i atomární kyslík, vzniká elektrickým výbojem
  • dopravuje se podobně jako vodík v ocelových bombách, označených modrým pruhem, stlačený na 15 MPa, anebo v kapalném stavu ve speciálních nádobách

chemické vlastnosti

  • extrémně reaktivní plyn
  • přímo oxiduje mnoho prvků, buď při normální nebo při zvýšené teplotě
  • přes vysokou disociační energii vazby v molekule O2 jsou tyto reakce silně exotermické a mohou probíhat spontánně (hoření) nebo až explozivně (např.: reakce s uhlíkem a vodíkem)
  • některé prvky se neslučují s kyslíkem přímo, např. některé těžko tavitelné nebo vzácné kovy, jako W, Pt, Au, a vzácné plyny, i když jsou známy oxosloučeniny všech prvků s výjimkou He, Ne, Ar a pravděpodobně Kr
  • za vhodných podmínek přímo reaguje s mnoha anorganickými a také všemi organickými sloučeninami (reakce mohou být spontánní nebo mohou vyžadovat iniciaci teplem, světlem, elektrickým výbojem, chemisorpcí nebo různými katalyzátory)
  • oxidační čísla v izolovatelných sloučeninách mohou mít hodnoty +1/2, 0, -1/3, -1/2, -1 a -2
  • ozon - O3
    • nestálý namodralý diamagnetický plyn s charakteristickým ostrým zápachem, podle kterého byl poprvé zjištěn a podle kterého ( z řeckého ozein = čichat, páchnou) jej v roce 1840 C. F. Schőnbein pojmenoval
    • při -111,9°C kondenzuje na tmavěmodrou kapalinu
      • při -192,5°C černofialová pevná látka
    • obě látky výbušné – rozklad na plynný O2
    • připravuje se elektrickým výbojem nebo ultrafialovým ozařováním O2 - vhodné pro přípravu nízkých koncentrací, užívá se ke sterilizaci potravin a k desinfekci vody
    • silné oxidační vlastnosti
    • silná absorpce v UV oblasti - chrání povrch Země před intenzivním UV zářením Slunce
    • vytváří ozonidy (MO3) - připravují se působením O3 na suchý práškový alkalický hydroxid při teplotě -10°C
    • ozonidy jsou červenohnědé paramagnetické pevné látky
    • při zvýšené teplotě se rozkládají na hyperoxidy MO2
    • organické ozonidy se štěpí na aldehydy, ketony, karboxylové kyseliny
    • užití ozonu
      • příprava kys. pelargonové, azelaové, peroxooctové
      • desinfekce pitné vody
      • konzervace potravin v mrazírnách
      • zpracování průmyslových odpadů
      • deodorace vzduchu a odpadních plynů
  • atomární kyslík - O
    • příprava - působením elektrického výboje na O2 za sníženého tlaku
    • reaktivnější než O2

užití

  • autogenní sváření a řezání kovů
  • dýchací přístroje a kyslíkové stany
  • inhalace při otravách
  • intenzifikace metalurgických procesů (tavení železných a neželezných kovů)
  • v kapalném stavu pro pohon raket a kosmických lodí

sloučeniny

  • voda (H2O)
    • nejhojnější, nejpřístupnější a nejdůležitější sloučenina kyslíku
    • nezbytná pro vznik a udržení života, alespoň v naší pozemské formě
    • voda se na zemském povrchu vyskytuje velmi nerovnoměrně, v oblasti pouští se voda vyskytuje velice vzácně, zatímco oceány obsahují 97% dostupné vody a pokrývají 70,8% povrchu Země, asi 2,7% připadá na sladké povrchové vody, zbytek je voda atmosférická
    • těkavá, pohyblivá kapalina s mnoha zvláštními vlastnostmi, které lze většinu přisoudit vodíkovým vazbám
    • vystupuje ve sloučeninách ve formě krystalové vody (např. FeSO4·7 H2O, CuSO4·5H2O)
    • polární rozpouštědlo – dipólový moment sloučeniny různý od nuly
    • bod varu vyšší, než odpovídá molární hmotnosti (způsobeno asociací molekul vlivem vodíkové vazby)
    • voda se podle přítomnosti minerálních látek dělí na měkkou a tvrdou
    • dočasná tvrdost je způsobena hydrogenuhličitanovými anionty (HCO3)- a dá se odstranit varem:
      2(HCO3)- → (CO3)2- + H2O + CO2
    • trvalá tvrdost je způsobena kationty hořečnatými a vápenatými (Mg2+, Ca2+), dá se odstranit sodou (Na2CO3) nebo pomocí iontoměničů:
      Ca2+ + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2Na+
    • tvrdost vody (přechodná a trvalá) se udává ve stupních: 1 ° německý 10 mg CaO v 1 l vody, 1 ° francouzský – 10 mg CaCO3 v 1 l vody, 1 ° americký – 1 mg CaCO3 v 1 l vody
  • peroxid vodíku (H2O2)
    • poprvé připraven v roce 1818 J. L. Thenardem reakcí kyseliny sírové s peroxidem barnatým a odpařením nadbytečné vody za sníženého tlaku:
      BaO2 + H2SO4 → BaSO4↓ + H2O2(aq)
    • průmyslově se vyrábí autooxidací 2-ethylantrachinolu (30%)
    • destilací za sníženého tlaku lze získat až 85%
    • bezbarvá kapalina
    • méně těkavá než voda
    • má větší hustotu a viskozitu než voda
    • rozkládá se:
      2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g)
      rozklad zpomaluje např. močovina, kys. fosforečná
      rozklad urychluje oxid manganičitý, stříbro, platina
    • silnější kyselina než voda
    • soli hydrogenperoxidy (HO2)- a peroxidy (O2)2-
    • užití
      • oxidační i redukční činidlo
  • fluorid kyslíku (OF2)
    • příprava - reakcí plynného fluoru (F2) s 2% vodným roztokem hydroxidu sodného (NaOH)
      2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O
    • bezbarvý, velmi jedovatý plyn
    • kondenzuje na světle žlutou kapalinu
    • silné oxidační a fluorační činidlo
  • difluorid kyslíku (O2F2)
    • příprava - působením elektrického výboje na směs O2 a F2 za nízkého tlaku
    • červenohnědá pevná látka
    • při velmi nízkých teplotách (-150 °C) prudké silné oxidační a fluorační činidlo)
  • oxidy
    • s výjimkou lehčích vzácných plynů jsou známé oxidy všech prvků periodické tabulky
    • vlastnosti oxidů se mění v širokém rozmezí - od nesnadno kondenzovatelných plynů, jako je např.: oxid uhelnatý (CO) (teplota varu -191,5 °C) až po netěkavé, těžkotavitelné oxidy, např.: oxid zirkoničitý (ZrO2) (teplota varu 4850 °C)
    • z chemického hlediska dělíme oxidy na několik podskupin:
      • kyselé: většinou oxidy nekovů (CO2, SO2, NO2)
      • bazické: oxidy elektropozitivních prvků (Na2O, CaO, Tl2O)
      • amfoterní: oxidy méně elektropozitivních prvků (BeO, ZnO, Al2O3)
      • neutrální: oxidy, které nereagují s vodou ani s vodnými roztoky kyselin nebo hydroxidů (CO, N2O)
    • z hlediska vodivosti
      • výborné isolanty (např. MgO)
      • polovodiče (např. NiO)
      • dobré vodiče (ReO3)
    • podle struktury
      • molekulové (CO, CO2, OsO4)
      • řetězové (HgO, CrO3, Sb2O3)
      • vrstevnaté (SnO, As2O3, Re2O7)