»   »  Kyslík

Kyslík

český názevKyslík
latinský názevOxygenium
anglický názevOxygen
chemická značkaO
protonové číslo8
relativní atomová hmotnost15,9994
perioda2
skupinaVI.A
zařazenínekovy
rok objevu1774
objevitelJ. Pristley
teplota tání [°C]-218,4
teplota varu [°C]-182,962
kritická teplota [°C]-118,56
kritický tlak [MPa]5,043
hustota [g cm-3]0,001429
elektronegativita3,44
oxidační stavy-II, -I, I
elektronová konfigurace[He]2s2 2p4
atomový poloměr [pm]48
kovalentní poloměr [pm]73
specifické teplo [J g-1K-1]0,92
slučovací teplo [kJ mol-1]0,22259
tepelná vodivost [W m-1 K-1]0,02658
1. ionizační potenciál [eV]13,6181
2. ionizační potenciál [eV]35,117
3. ionizační potenciál [eV]54,934
skupenství za norm. podmínekg

Chemické vlastnosti kyslíku

Chemický prvek kyslík je za normálních podmínek bezbarvý, dvouatomový plyn. Kyslík je velmi reaktivní prvek a přímo se slučuje téměř se všemi prvky, pouze s halogeny reaguje neochotně. Slučovací reakce kyslíku jsou zpravidla silně exotermní. Ve sloučeninách vystupuje nejčastěji v oxidačním stavu -II, v peroxidech se vyskytuje s formálním oxidačním číslem -I, ve sloučeninách s fluorem má kyslík kladné oxidační číslo I. Mezi známé sloučeniny kyslíku v kladném oxidačním stavu patří fluoridy kyslíku O2F2, OF2 a sloučeniny AgOF3 a O2PtF6.

Oxidy

Základními sloučeninami kyslíku jsou oxidy. Oxidy nekovů jsou obvykle plynné látky s kyselinotvorným charakterem. Oxidy polokovů jsou tvrdé krystalické látky s polymerní strukturou a slabě kyselým nebo amfoterním charakterem. Oxidy kovů jsou krystalické látky s vysokou teplotou tání, mají iontovou strukturu a jsou zásadotvorné, výjimku tvoří oxidy kovů s oxidačním číslem větším než V, jsou to obvykle těkavé kapaliny nebo plyny s molekulovou strukturou, bývají vždy kyselinotvorné. Oxidy některých kovů bývají amfoterní, např. ZnO nebo Al2O3.

Některé oxidy, např. CO nebo NO nereagují s vodou a netvoří kyseliny ani zásady, jedná se o netečné oxidy.

Zvláštním typem oxidů jsou suboxidy, jedná se o sloučeniny ve kterých má elektopozitivnější prvek oxidační číslo menší než I. Typickým příkladem je suboxid uhlíku C3O2 nebo suboxidy mědi a kadmia Cu4O a Cd2O.

Peroxidy, superoxidy a ozonidy

Dalšími sloučeninami kyslíku jsou peroxidy, pro které je charakteristická vzájemná kovalentní vazba dvou kyslíkových atomů, kyslík se proto v peroxidech jeví jako elektrochemicky jednomocný. Nejdůležitějším peroxidem je peroxid vodíku H2O2. Peroxid vodíku je velice slabá dvojsytná kyselina (disociační konstanta pKA=11,62), která se samovolně rozkládá na vodu a volný kyslík. Vůči většině látek se peroxid vodíku chová jako silné oxidační činidlo, ale v přítomnosti některých extrémně silných oxidačních látek (např. PbO2 nebo KMnO4) vystupuje naopak jako redukční činidlo. Ke stanovení obsahu peroxidu vodíku se využívá manganometrie.

Průmyslová výroba peroxidu vodíku se provádí oxidací 2-ethyl-9,10-dihydroanthracenu na 2-ethylanthrachinon vzdušným kyslíkem. V minulosti se peroxid vodíku vyráběl také oxidací isopropylalkoholu, hydrolýzou kyseliny peroxodisírové nebo rozkladem peroxidu barnatého kyselinou sírovou:

CH3CH(OH)CH3 + O2 → H2O2 + CH3COCH3
H2S2O8 + 2H2O → H2O2 + 2H2SO4
BaO2 + H2SO4 → H2O2 + BaSO4

Superoxidy jsou sloučeniny kyslíku s kovy, ve kterých vystupuje kyslík ve formě superoxidového aniontu [O=O]-. Je známo pouze několik superoxidů alkalických kovů, nejstabilnější je superoxid draselný KO2, nejméně stabilní je superoxid sodný NaO2. Superoxidy se dají připravit spalovaním roztaveného kovu v kyslíku. Superoxidy alkalických kovů jsou toxické a explozivně se rozkládají vodou za vzniku příslušného hydroxidu a vývoje kyslíku:

KO2 + 2H2O → 4KOH + 3O2

Mezi další zajímavé sloučeniny kyslíku patří ozonidy, což jsou binární sloučeniny ozonu O3 s elektropozitivními prvky. Mezi známé ozonidy patří ozonidy alkalických kovů, např. ozonid lithný LiO3, ozonid sodný NaO3 a ozonid draselný KO3. Všechny ozonidy jsou tmavě červené krystalické látky iontové povahy, jsou stabilní pouze za nízkých teplot, při vyšší teplotách podléhají samovolnému rozkladu. Ozonid lithný a sodný se rozkládají explozivně. Ozonidy se připravují spalovaním alkalického kovu v ozonu nebo reakcí hydroxidu alkalického kovu s ozonem:

Li + O3 → LiO3
2KOH + 2O3 → 2KO3 + H2O2

Ozonidy se snadno rozkládají vodou za vzniku příslušného hydroxidu a vývoje značného množství kyslíku:

4KO3 + 2H2O → 4KOH + 5O2

Výskyt kyslíku v přírodě

V přírodě se kyslík nalézá ve vzduchu a v obrovské řadě sloučenin, z nichž nejdůležitější je voda. Mineralogicky popsány byly téměř 4000 nerostů s obsahem kyslíku. V zemské kůře je kyslík zastoupen podílem více než 47 %. Kyslík je nejrozšířenější chemický prvek na Zemi.

Přírodní kyslík je směsí 3 stabilních izotopů (99,76 % 16O, 0,048 % 17O, 0,2 % 18O). Uměle bylo připraveno dalších 10 nestabilních izotopů kyslíku s hmotnostními čísly od 12 do 24.

Výroba a využití kyslíku

Průmyslová výroba kyslíku se provádí frakční destilací kapalného vzduchu podle Lindeho nebo frakčním zkapalňováním vzduchu podle Clauda. V menší míře se kyslík vyrábí také elektrolýzou vody. Laboratorní příprava kyslíku je možná termickým rozkladem některých oxidů nebo oxidací peroxidu vodíku manganistanem draselným v kyselém prostředí:

2HgO → O2 + 2Hg
2Ag2O → O2 + 4Ag
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

Přímé uplatnění nalézá kyslík zejména v metalurgii, jako okysličovadlo v raketové technice a jako balicí plyn v potravinářství (E 948). Peroxid vodíku slouží jako dezinfekční, bělící a oxidační činidlo. Obrovský a dalekosáhlý význam mají další sloučeniny kyslíku.

Zdroje

dusík ← kyslík → fluor