| |
| název |
Kyslík |
| latinsky |
Oxygenium |
| anglicky |
Oxygen |
| francouzsky |
Oxygéne |
| německy |
Sauerstoff |
| značka |
O |
| protonové číslo |
8 |
| relativní atomová hmotnost |
15,9994 |
| Paulingova elektronegativita |
3,44 |
| elektronová konfigurace |
[He] 2s22p4
>> rozepsat |
| teplota tání |
54,8 K, -218,35°C |
| teplota varu |
90,2 K, -182,95°C |
| skupina |
16 (VI.A) |
| perioda |
2 |
| skupenství (při 20°C) |
plynné |
| oxidační čísla ve sloučeninách |
-2 |
|
verze pro tisk
diskusní skupiny
(0)
|
Objevitel
| Rok objevu |
Objevitel |
| 1774 |
Joseph Priestley (1733-1804) |
Výskyt
Kyslík je nejrozšířenějším prvkem na Zemi. Je součástí atmosféry (21 objemových procent vzduchu), hydrosféry, litosféry (minerály a horniny) a biosféry - je to významný biogenní prvek. Volně se kyslík vyskytuje v atmosféře ve formě dvouatomových (O2 - dikyslík) a tříatomových (O3 - ozón, trikyslík) molekul. Ozón tvoří tzv. ozónovou vrstvu, která je asi 25-30 km nad zemským povrchem a která chrání živé organizmy před škodlivými ultrafialovými paprsky.
Vlastnosti
Je to vysoce reaktivní a bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu. V malém množství se rozpouští ve vodě (3,08 cm3 ve 100 cm3 vody). S rostoucí teplotou, ale rozpustnost klesá. Kyslík je velmi reaktivní, a proto se přímo slučuje s většinou prvků za vzniku oxidů:
2Hg + O2 → 2HgO
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
S + O2 → SO2
Tyto reakce jsou silně exotermní, což znamená, že při nich dochází k uvolňování velkého množství tepla. Většina reakcí je provázena také uvolňováním světla. Oxidační číslo kyslíku v oxidech je vždy -II. Oxidy můžeme dělit podle různých hledisek, ale nejčastěji se dělí podle svého chemického chování:
- kyselinotvorné oxidy - např. oxid uhličitý - CO2, oxid dusičitý - NO2, ale i oxid chromový - CrO3, apod.
- zásadotvorné oxidy - oxidy elektropozitivních prvků (oxid sodný - Na2O, oxid vápenatý - CaO, aj.)
- amfoterní oxidy - oxidy kovů s nižšími oxidačními čísly; reagují s kyselinami i se zásadami (např. oxid zinečnatý - ZnO)
- neutrální oxidy - nereagují s kyselinami ani se zásadami (např. oxid uhelnatý - CO), oxid dusnatý - NO)
Ale můžeme je dělit i podle jejich struktury:
- iontové oxidy - především oxidy kovů (např. oxid vápenatý - CaO)
- molekulové oxidy - složené z jednotlivých molekul; převážně oxidy nekovů
- polymerní oxidy - tvoří obrovské celky o velkém počtu atomů (např. oxid křemičitý - SiO2)
Tříatomový kyslík neboli ozón je lehce namodralý plyn, který je silně bakteriocidní (používá se k dezinfekci H2O - tzv. ozonizace pitné vody). Pohlcuje škodlivé UV záření, ale ve větším množství je zdraví škodlivý. Má silné oxidační účinky:
PbS + 2O3 → PbSO4 + O2
Laboratorní příprava
V laboratoři se kyslík připravuje tepelným rozkladem některých kyslíkatých sloučenin:
2HgO → 2Hg + O2
2BaO2 → 2BaO + O2
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Průmyslová výroba
Průmyslově se kyslík vyrábí frakční destilací zkapalněného vzduchu nebo elektrolýzou vody.
Použití
Kyslík má celou řadu nejrůznějších použití. Používá se například ke svařování a řezání kovů (tzv. kyslíkoacetylénový plamen - až 3000°C), v hutnictví při pražení rud, dále do dýchacích přístrojů a kapalný kyslík se využívá jako raketové palivo. Také se využívá k výrobě různých chemických sloučenin (např. formaldehyd, acetaldehyd, kyselina dusičná - HNO3, atd.). Kyslík se skladuje a přepravuje stlačený v ocelových lahvích označených modrým pruhem.
Sloučeniny
H2O - voda
nejběžnější a nejrozšířenější chemická sloučenina
KO2 - superoxid draselný
oxidační číslo kyslíku je -1/2
OF2 - fluorid kyslíku
oxidační číslo kyslíku je II
1. oxidy
Podrobnější informace o konkrétních oxidech viz. jednotlivé stránky o chemických prvcích, dělení oxidů viz. oddíl Vlastnosti.
2. peroxidy a hydrogenperoxidy
H2O2 - peroxid vodíku
bezbarvá sirupovitá kapalina, která má dezinfekční účinky
Na2O2 - peroxid sodný
BaO2 - peroxid barnatý
NaHO2 - hydrogenperoxid sodný
|
English version
