Kyslík

z Wikipédie, slobodnej encyklopédie
Prejsť na: navigácia, hľadanie
Kyslík
8 dusík ← kyslík → fluór
 

O

S
O
Vzhľad
bezfarebný plyn, v kvapalnom skupenstve svetlomodrý
kyslík
Emisné spektrá
Emisné spektrum
Všeobecné
Názov (lat.), značka, protónové číslo kyslík (oxygenium), O, 8
Umiestnenie v PSP 16. skupina2. periódablok p
Séria nekovy
Atómové vlastnosti
Atómová hmotnosť 15,9994 g·mol−1
Elektrónová konfigurácia [He] 2s2 2p4
Atómový polomer 60 pm (vyp.: 48 pm)
Kovalentný polomer 66 pm
Van der Waalsov pol. 152 pm
Chemické vlastnosti
Elektronegativita 3,44 (podľa Paulinga)
Ionizačná energia(e) 1: 1 313,9 kJ.mol−1
2: 3 388,3 kJ.mol−1
3: 5 300,5 kJ.mol−1
Oxidačné číslo(a) -II, -I
Fyzikálne vlastnosti (za norm. podmienok)
Skupenstvo plynné
Hustota 0,001429 kg·dm−3
Hustota kvapaliny
(pri 54,36 K)
1,41 kg·dm−3
Teplota topenia 54,36 K (-218,79 °C)
Teplota varu 90,20 K (-182,95 °C)
Kritický bod 154,59 K; 5,043 MPa
Sk. teplo topenia 0,444 kJ·mol−1
Sk. teplo varu 6,82 kJ·mol−1
Tepelná kapacita 29,378 J·mol−1·K−1
Tlak pary
p(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
pri T(K) 61 73 90
Iné
Kryštálová sústava kubická
Magnetizmus paramagnetický
Tep. vodivosť 26,58x10-3 W·m−1·K−1
Rýchl. zvuku 330 m·s−1
Reg. číslo CAS 7782-44-7
Izotop(y) (vybrané)
Izotop Výskyt t1/2 Rr Er (MeV) Pr
16O 99,760 % stabilný s 8 neutrónmi
17O 0,039 % stabilný s 9 neutrónmi
18O 0,201 % stabilný s 10 neutrónmi
Commons-logo.svg
 Commons ponúka multimediálny obsah na tému kyslík.
Pozri aj chemický portál

Kyslík (lat. oxygenium) je chemický prvok v Periodickej tabuľke prvkov, ktorý má značku O a protónové číslo 8. Je to bezfarebný plyn. V kvapalnom a tuhom stave má svetlomodrú farbu. Zaujímavou zhodou v prírode je, že kvapalný kyslík má farbu ako modrá obloha. Dôležité je ale dodať, že tieto dva fenomény navzájom nesúvisia — obloha je modrá pre Rayleighov rozptyl a bola by modrá aj keby vo vzduchu nebol žiaden kyslík. Vo vode je slabo rozpustný. Táto skutočnosť má veľký význam, pre život vodných organizmov, pretože im umožňuje dýchanie. Kyslík je veľmi reaktívny prvok. Reakcie zlučovania kyslíka s látkami sú často exotermické. Základnou vlastnosťou kyslíka je, že sa správa ako silné oxidačné činidlo. Až na halogény, vzácne plyny a niektoré ušľachtilé kovy sa kyslík zlučuje priamo so všetkými prvkami. Na začatie uvedených reakcií treba spravidla vyššiu teplotu, potom však už uvoľnené reakčné teplo stačí na ich samovoľný priebeh.

Ak sú exotermické reakcie látok s kyslíkom sprevádzané vývojom svetla, označujú sa ako horenie. Aby sa látka zapálila, musí sa zohriať na zápalnú teplotu, ktorá je pri rôznych látkach rôzna. Dodaným teplom vyparená látka reaguje s kyslíkom, pričom sa uvoľňuje také veľké reakčné teplo, že sa tuhé súčasti spalných produktov rozžeravia a svietia. Sálavým teplom sa potom vyparujú ďalšie množstvá látky, spaľujú sa atď., až kým látka nezhorí. Kyslík bol objavený v roku 1774 vedcom Carlom Wilhelmom Scheeleom. Za spoluobjaviteľa kyslíku sa považuje Joseph Priestley.

Výskyt v prírode[upraviť | upraviť zdroj]

Kyslík je na Zemi najrozšírenejším prvkom. Pre celkový obsah kyslíka v litosfére, hydrosfére a atmosfére sa udáva 58,0 mólových %. Molekulový kyslík O2 sa nachádza v atmosfére, kde je jeho obsah 23,0 hm. %, t. j. 20,8 obj. %. Podstatne väčšie množstvo kyslíka je viazané vo vode (H2O), v horninách a v živých organizmoch, ktorých je stálou a nevyhnutnou súčasťou (biogénny prvok). Kyslík sa v prírode nachádza v tripletovom stave, vďaka čomu nereaguje pri bežných podmienkach s väčšinou prírodných látok (sú obyčajne singletové) a tým je možná existencia života v oxidačnom prostredí.

Vo vesmíre je zastúpenie kyslíka podstatne nižšie. Na 1 000 atómov vodíka pripadá iba jeden atóm kyslíka.

Anorganické zlúčeniny[upraviť | upraviť zdroj]

Vzhľadom na vysokú elektronegativitu, má kyslík v zlúčeninách v oxidačnom stupni -II, zriedkavejšie ako (O2)2−, (O2), (O3). Kladný oxidačný stupeň má kyslík v zlúčeninách s fluórom, ktorý jediný má vyššiu elektronegativitu napr. OF2 alebo O2F2, ako aj v podobe katiónu (O2)+, napr v zlúčenine O2[PtF6].

V oxidačnom stupni -II sa vyskytuje vo veľkom množstve zlúčenín. Predovšetkým sú to oxidy, vlastnosti jednotlivých zlúčenín sú podrobnejšie opísané v kapitolách článkov o jednotlivých prvkoch.

Kyslík sa nachádza vo väčšine anorganických kyselín (nazývaných aj kyslíkaté kyseliny) a ich soliach. Z tých najdôležitejších možno spomenúť uhličitany (CO3)2−, kremičitany (SiO3)2−, sírany (SO4)2−, dusičnany (NO3) a fosforečnany (PO4)3−.

Alkalické zlúčeniny, hydroxidy, sa vyznačujú prítomnosťou skupiny -OH. Medzi najznámejšie patria hydroxid sodný (NaOH), hydroxid draselný (KOH) a hydroxid vápenatý (Ca(OH)2).

S formálnym nábojom -I sa kyslík nachádza v zlúčeninách s aniónom O2−2. Nazývajú sa peroxidy, najznámejší z nich je peroxid vodíka (H2O2). Táto kvapalná zlúčenina má silné oxidačné účinky a v praxi sa používa, vo forme svojich vodných roztokov, v medicíne na dezinfekciu a v chémii ako oxidačné činidlo. Peroxid sodný (Na2O2) je pevná, hygroskopická látka, ktorá sa používa ako veľmi energetické oxidačné činidlo. Z ďalších zlúčenín z nábojom -I sú to hyperoxidy: (O2) a ozonidy: (O3).

Iba fluór má väčšiu elektronegativitu ako kyslík a vytvára s ním niekoľko fluoridov, v ktorých sa kyslík nachádza s oxidačným stupňom +I. Všetky fluoridy kyslíka sú veľmi nestále, ale aj napriek tomu existuje reálna možnosť ich využitia ako raketového paliva.

Organické zlúčeniny[upraviť | upraviť zdroj]

Kyslík sa tiež vyskytuje vo veľkom množstve organických látok. Mnoho týchto zlúčenín je súčasťou všetkých živých organizmov, a preto je kyslík jedným zo základných biogénnych prvkov. Základné skupiny organických zlúčenín s obsahom kyslíka sú:

  • alkoholy, obsahujúce skupinu C-OH
  • fenoly, ktoré majú skupinu -OH pripojenú k aromatickému jadru
  • étery, obsahujúce skupinu C-O-C
  • peroxidy, obsahujúce skupinu C-O-O-C
  • aldehydy, obsahujúce skupinu HC=O
  • ketóny, obsahujúce skupinu C-CO-C
  • karboxylové kyseliny, obsahujúce skupinu -COOH
  • estery, obsahujúce skupinu R-C-OOR
  • z heterocyklických zlúčenín spomenieme napr. furán

Výroba a využitie[upraviť | upraviť zdroj]

Kyslík sa prakticky vyrába destiláciou skvapalneného vzduchu. Vyrobený kyslík sa uchováva v kvapalnom stave vo špeciálnych Dewarových nádobách alebo v plynnom stave v oceľových tlakových fľašiach. Vzhľadom k vysokej reaktivite čistého kyslíka je nevyhnutné, aby sa nedostal do priameho kontaktu s organickými látkami. Preto sa všetky súčiastky aparatúry na uskladnenie a manipuláciu s kvapalným alebo stlačeným kyslíkom nesmú mazať žiadnymi organickými tukmi alebo olejmi. Kyslík sa dá vyrobiť taktiež laboratórnymi spôsobmi, medzi ne patrí napríklad tepelný rozklad manganistanu draselného alebo elektrolýza vody, sú však príliš nákladné a nepraktické pre priemyselné použitie.

  • V medicíne sa čistý kyslík používa pri operáciách a traumatických stavoch pre podporu pacientovho dýchania. Zmesi kyslíka s inertnými plynmi slúžia potápačom ako prevencia pred dekompresným ochorením, ku ktorému môže dôjsť pri vynáraní z väčších hĺbok. Tiež vysokohorskí horolezci sa v nutných prípadoch uchyľujú k dýchaniu čistého kyslíka a piloti stíhacích lietadiel sú vybavení zmesou stlačených plynov, ktorej základnou zložkou je kyslík.
  • Pri horení zmesi kyslíka s vodíkom možno dosiahnuť teploty viac ako 3 000 °C. Preto sa kyslíkovo-vodíkový plameň využíva na rezanie oceli a tavenie kovov s vysokým bodom topenia, napr. platinových kovov.
  • Základnou požiadavkou pri výrobe oceli je odstrániť zo železa uhlík. Tzv. Bessemerov spôsob výroby je založený na vháňaní čistého kyslíka do roztaveného železa v konvertore. Pri vysokej teplote taveniny dôjde k oxidácii prítomného grafitického uhlíka na plynné oxidy, ktoré z taveniny vytekajú.
  • Kvapalný kyslík aj napriek svojej rizikovosti stále často slúži ako palivo raketových motorov pri štartoch kozmických lodí. V texte sa často označuje LOX podľa anglického názvu pre kvapalný kyslík.

Ozón[upraviť | upraviť zdroj]

Bližšie informácie v hlavnom článku: ozón


Okrem zvyčajných dvojatómových molekúl O2 sa kyslík vyskytuje aj vo forme trojatómovej molekuly ako ozón O3. Za normálnych podmienok je to vysoko reaktívny plyn modrej farby a charakteristického zápachu s mimoriadne silnými oxidačnými účinkami. Pri teplote −112 °C kondenzuje na kvapalný tmavomodrý ozón a pri teplote −193 °C sa tvorí červenofialový pevný ozón.

Iné projekty[upraviť | upraviť zdroj]