Kyslík

Alotropické modifikácie kyslíka link

Kyslík tvorí dve alotropické modifikácie, ktoré sa líšia počtom atómov v molekule. Dikyslík O₂ je bezfarebný plyn bez chuti a zápachu, o niečo ťažší ako vzduch. Pri -183 °C skvapalnie na svetlomodrú kvapalinu. Vo vode sa rozpúšťa len málo a s rastúcou teplotou ešte menej. V teplej vode je preto menej kyslíka a ryby sa v horúcich letných dňoch môžu dusiť. Oxid uhličitý sa vo vode rozpúšťa oveľa lepšie a čiastočne s ňou reaguje na kyselinu uhličitú.

Dikyslík je biogénny – živé organizmy ho potrebujú na dýchanie. V krvi sa viaže na hemoglobín červených krviniek za vzniku nestáleho oxyhemoglobínu, ktorý ho prenáša do tkanív. Druhá modifikácia, ozón O₃, má v molekule tri atómy kyslíka a je oveľa menej stála a reaktívnejšia.

Ozón link

Ozón vzniká z dikyslíka v dvoch krokoch. Potrebnú energiu dodáva v prírode ultrafialové žiarenie Slnka a blesky, umelo sa ozón pripravuje elektrickým výbojom v ozonizátoroch. Energia najprv rozštiepi molekulu O₂ na dva atómy kyslíka:

\( \ce{O2(g) ->[\text{UV, výboj}] 2O(g)} \)

Každý z nich sa potom naviaže na ďalšiu molekulu O₂ a vznikne molekula ozónu:

\( \ce{O(g) + O2(g) -> O3(g)} \)

Ozón je silnejšie oxidovadlo ako dikyslík. Ničí baktérie a plesne, preto sa používa na dezinfekciu pitnej vody a vody v bazénoch a na bielenie. Dokazuje sa jodidoškrobovým papierikom: ozón oxiduje jodid draselný na jód a ten so škrobom vytvorí modré sfarbenie.

\( \ce{O3(g) + 2KI(aq) + H2O(l) -> I2(aq) + 2KOH(aq) + O2(g)} \)

Ozón je toxický – dráždi oči a dýchacie cesty. Pri zemi vzniká v lete na slnku z výfukových plynov a je súčasťou fotochemického smogu. Tento prízemný ozón škodí, kým ozón vysoko v atmosfére Zem chráni.

Ozónová vrstva link

Väčšina ozónu sa nachádza v stratosfére vo výške asi 15–35 km, kde tvorí ozónovú vrstvu (ozónosféru). Ozón v nej pohlcuje veľkú časť ultrafialového žiarenia Slnka, ktoré poškodzuje DNA a spôsobuje rakovinu kože a sivý zákal.

Ozónovú vrstvu narúšajú freóny – halogénderiváty uhľovodíkov s chlórom a fluórom, ktoré sa kedysi používali v chladničkách a sprejoch. V stratosfére z nich ultrafialové žiarenie uvoľňuje atómy chlóru a tie rozkladajú ozón na dikyslík. Nad Antarktídou sa tak každý rok v septembri a októbri vytvára ozónová diera – oblasť s výrazne zníženým obsahom ozónu. Montrealský protokol z roku 1987 výrobu freónov postupne zakázal.

Výskyt a výroba kyslíka link

Kyslík je najrozšírenejší prvok zemskej kôry – tvorí asi 46 % jej hmotnosti. Viazaný je vo vode, v oxidoch, kremičitanoch a uhličitanoch, ktoré tvoria väčšinu hornín, a vo všetkých živých organizmoch. Voľný kyslík tvorí 21 % objemu vzduchu. Takmer všetok vznikol fotosyntézou rastlín, rias a siníc, ktoré ho uvoľňujú z vody.

Priemyselne sa kyslík vyrába frakčnou destiláciou skvapalneného vzduchu. Dusík vrie pri -196 °C a odparuje sa skôr ako kyslík, ktorý vrie pri -183 °C. Veľmi čistý kyslík vzniká aj pri elektrolýze vody, ktorou sa však vyrába najmä vodík.

V laboratóriu sa kyslík pripravuje tepelným rozkladom zlúčenín bohatých na kyslík, napríklad manganistanu draselného:

\( \ce{2KMnO4(s) ->[\text{t}] K2MnO4(s) + MnO2(s) + O2(g)} \)

Kyslík poskytuje aj chlorečnan draselný. Jeho rozklad urýchľuje katalyzátor oxid manganičitý:

\( \ce{2KClO3(s) ->[\text{t, MnO}_2] 2KCl(s) + 3O2(g)} \)

Kyslík vzniká aj katalytickým rozkladom peroxidu vodíka:

\( \ce{2H2O2(aq) ->[\ce{MnO2}] 2H2O(l) + O2(g)} \)

Kyslík sa dokazuje tlejúcou špajdľou (trieskou), ktorá sa v ňom rozhorí.

Využitie kyslíka link

Najviac kyslíka sa spotrebuje v hutníctve. Pri výrobe ocele sa fúka do roztaveného surového železa a spaľuje v ňom prebytočný uhlík a nečistoty, napríklad síru a fosfor. Plameň zmesi kyslíka a acetylénu dosahuje teplotu vyše 3 000 °C, preto sa používa na zváranie a rezanie kovov.

V medicíne sa kyslík podáva pacientom s ochorením pľúc a srdca a pri oživovaní. Zmesi obohatené kyslíkom dýchajú potápači a horolezci vo veľkých výškach používajú kyslíkové prístroje. Kvapalný kyslík slúži ako oxidovadlo raketových palív, napríklad v zmesi s kvapalným vodíkom.

Horenie link

Kyslík je reaktívny a priamo sa zlučuje s väčšinou prvkov na oxidy. Najznámejšou takou reakciou je horenie – prudká exotermická reakcia látky s kyslíkom, pri ktorej sa uvoľňuje teplo a svetlo. Látka horí, len ak má prístup kyslíka a zahreje sa na zápalnú teplotu. Kyslík horenie podporuje, sám však nehorí. V čistom kyslíku horia látky oveľa prudšie ako na vzduchu, ktorý obsahuje len 21 % kyslíka.

Produkt horenia uhlíka a jeho zlúčenín závisí od množstva kyslíka. Pri dokonalom horení s dostatkom kyslíka vzniká oxid uhličitý:

\( \ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)} \)

Pri nedokonalom horení s nedostatkom kyslíka vzniká oxid uhoľnatý:

\( \ce{2C(s) + O2(g) -> 2CO(g)} \)

Uhľovodíky, napríklad metán v zemnom plyne, pri dokonalom horení poskytujú oxid uhličitý a vodu:

\( \ce{CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(g)} \)

Zlúčeniny kyslíka link

Kyslík má vo valenčnej vrstve šesť elektrónov a do oktetu mu chýbajú dva. S kovmi, najmä s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín, preto tvorí iónové zlúčeniny s oxidovým aniónom O²⁻. S nekovmi tvorí kovalentné väzby – najčastejšie dve jednoduché, ako vo vode H–O–H, alebo jednu dvojitú, ako v molekule O=O. Vďaka vysokej elektronegativite a voľným elektrónovým párom sa podieľa na tvorbe vodíkových väzieb, ktoré určujú vlastnosti vody.

V zlúčeninách má kyslík najčastejšie oxidačné číslo −II, napríklad v oxidoch, hydroxidoch a oxokyselinách. V peroxidoch, napríklad v peroxide vodíka H₂O₂ a peroxide sodnom Na₂O₂, má oxidačné číslo −I. Kladné oxidačné číslo II má len v zlúčenine s fluórom, difluoride kyslíka OF₂.

Oxidy link

Oxidy sú dvojprvkové zlúčeniny kyslíka, v ktorých má kyslík oxidačné číslo −II. Kyslík ich tvorí takmer so všetkými prvkami. Podľa toho, ako reagujú s vodou, s kyselinami a s hydroxidmi, sa oxidy delia na štyri skupiny:

• kyselinotvorné (kyslé) oxidy – oxidy nekovov a kovov s vysokým oxidačným číslom. Reagujú s hydroxidmi a mnohé z nich tvoria s vodou kyseliny, napríklad oxid sírový a oxid uhličitý.
• zásadotvorné (zásadité) oxidy – oxidy kovov s nízkym oxidačným číslom. Reagujú s kyselinami a oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín tvoria s vodou hydroxidy, napríklad oxid vápenatý.
• amfotérne oxidy – reagujú s kyselinami aj s hydroxidmi, napríklad oxid hlinitý Al₂O₃ a oxid zinočnatý ZnO
• neutrálne oxidy – nereagujú s vodou, kyselinami ani hydroxidmi, napríklad oxid uhoľnatý CO a oxid dusný N₂O

Oxid sírový tvorí s vodou kyselinu sírovú:

\( \ce{SO3(g) + H2O(l) -> H2SO4(aq)} \)

Podobne oxid uhličitý tvorí kyselinu uhličitú:

\( \ce{CO2(g) + H2O(l) <=> H2CO3(aq)} \)

Reakcia oxidu vápenatého (páleného vápna) s vodou sa nazýva hasenie vápna. Vzniká pri nej hydroxid vápenatý:

\( \ce{CaO(s) + H2O(l) -> Ca(OH)2(s)} \)

Peroxid vodíka link

Peroxid vodíka H₂O₂ je bezfarebná kvapalina, ktorá sa s vodou mieša v akomkoľvek pomere. Atómy kyslíka sú v jeho molekule spojené jednoduchou väzbou a majú oxidačné číslo −I. Peroxid vodíka je nestály a ľahko sa rozkladá na vodu a kyslík. Rozklad urýchľuje svetlo, teplo a katalyzátory, napríklad oxid manganičitý alebo enzým kataláza v krvi:

\( \ce{2H2O2(aq) ->[\text{kat.}] 2H2O(l) + O2(g)} \)

Oxidačné číslo −I leží medzi −II a 0, a preto peroxid vodíka môže pôsobiť ako oxidovadlo aj ako redukovadlo. Pri jeho rozklade sa deje oboje naraz (disproporcionácia). Časť atómov kyslíka sa redukuje na vodu s oxidačným číslom −II a časť sa oxiduje na kyslík s oxidačným číslom 0. Častejšie pôsobí oxidačne, napríklad mení čierny sulfid olovnatý na biely síran olovnatý:

\( \ce{PbS(s) + 4H2O2(aq) -> PbSO4(s) + 4H2O(l)} \)

Látky, ktoré sa ľahko redukujú, napríklad oxid strieborný, ho naopak oxidujú na kyslík:

\( \ce{Ag2O(s) + H2O2(aq) -> 2Ag(s) + H2O(l) + O2(g)} \)

Peroxid vodíka sa dá pripraviť reakciou peroxidu bárnatého s kyselinou sírovou, pri ktorej sa nerozpustný síran bárnatý vylúči ako zrazenina:

\( \ce{BaO2(s) + H2SO4(aq) -> H2O2(aq) + BaSO4(s) v} \)

Jeho 3 % roztok sa používa na dezinfekciu rán, koncentrovanejšie roztoky na bielenie vlasov, papiera a textilu. Pri dezinfekcii aj bielení pôsobí ako oxidovadlo a jeho výhodou je, že sa rozkladá len na vodu a kyslík.