Kyslík, oxygenium, ₈O, O₂, O = O

Stabilnější elektronovou konfiguraci Ne atomy kyslíku získávají přijetím dvou elektronů za vzniku aniontu O^2–, vytvořením dvou jednoduchých nebo jedné dvojné kovalentní vazby (H – O – H, O = O, O = C = O), vytvořením jedné jednoduché vazby a přijetím elektronu (OH^–).

Téměř ve všech sloučeninách má oxidační číslo –II, jen v peroxidech –I. (Ve sloučeninách s fluorem má kladná oxidační čísla I a II.)

Existují tři izotopy kyslíku:  ¹⁶O, ¹⁷O, ¹⁸O

Výskyt

Kyslík je nejrozšířenější prvek na Zemi. Volný tvoří 21 objemových procent atmosféry. Vázaný je ve vodě, minerálech, horninách a v živých organismech.

Příprava a výroba kyslíku

Kyslík se připravuje rozkladem látek bohatých na kyslík:

2 H₂O₂  →  2 H₂O + O₂

Peroxid vodíku se rozkládá teplem a ještě lépe v přítomnosti katalyzátoru, kterým může být například burel. 

2 KNO₃  →  2 KNO₂ + O₂

2 HgO  →  2 Hg + O₂

2 PbO₂  →  2 PbO + O₂

2 KMnO₄  →  K₂MnO₄ + O₂ + MnO₂

2 KClO₃  →  2 KCl + 3 O₂

4 KClO₃  →  3 KClO₄ + KCl

KClO₄  →  KCl + 2 O₂ 

Můžeme ho rovněž připravit elektrolýzou vody.

Vyrábí se frakční destilací kapalného vzduchu nebo elektrolýzou vody.

Vlastnosti kyslíku

Je to bezbarvý plyn bez chuti, bez zápachu, nehoří, podporuje hoření. Je částečně rozpustný ve vodě (důležité pro dýchání vodních živočichů), dá se zkapalnit a ztužit (modrý). Tvoří dvouatomové molekuly.

 Obr. 1: Zkapalněný kyslík

 

Kyslík je velmi reaktivní, má oxidační účinky. Přímo se slučuje s většinou prvků za vzniku oxidů.

Za běžné teploty reaguje pomalu např. při rezavění:

4 Fe + 3 O₂  →  2 Fe₂O₃

Při vyšší teplotě reaguje rychle (hoření) – vzniká tepelné a světelné záření:

C + O₂  →  CO₂

2 Mg + O₂  →  2 MgO

S + O₂  →  SO₂ 

Použití kyslíku

Kyslík má široké použití při výrobě kovů v hutnictví, při výrobě oceli ze surového železa, při autogenním svařování a řezání kovů, jako náplň do dýchacích přístrojů. Může sloužit i jako pohon raketových motorů (kapalný kyslík) nebo při čištění odpadních vod.

Přepravuje se v ocelových lahvích s modrým pruhem.

Ozon O₃

Vyskytuje se ve vyšších vrstvách atmosféry (25 - 30 km nad Zemí), kde tvoří tzv. ozonovou vrstvu, která chrání živé organismy před UV zářením. Vzniká z O₂ při elektrickém výboji:

Obr. 2: Schéma vzniku ozónu

Je to velmi reaktivní plyn, má silné oxidační účinky, ničí bakterie. Má charakteristickou vůni. Ve velkých koncentracích je jedovatý. Používá se k dezinfekci pitné vody.

 

 

Oxidy

Oxidy jsou dvouprvkové sloučeniny kyslíku s jinými prvky.

Rozdělují se podle prostorové struktury na:

• molekulové oxidy, které tvoří většina nekovů s vysokou elektronegativitou (Cl₂O₇, SO₃, N₂O₅) a některé kovy s vyššími oxidačními čísly (Mn₂O₇, OsO₄),
• oxidy s atomovou strukturou (mezi atomy je kovalentní vazba), které tvoří prvky ze střední části periodické tabulky (většina kovů a některé nekovy),
• iontové oxidy obsahující anionty O^2– a kationty kovu vázané iontovou vazbou, tvoří je alkalické kovy a kovy alkalických zemin.

Podle chemických reakcí s vodou, kyselinami a zásadami se oxidy dělí na:

Kyselinotvorné oxidy (molekulové oxidy a oxidy kovů s ox. číslem větším než V),které se slučují s vodou za vzniku kyslíkatých kyselin:

SO₃ + H₂O  →  H₂SO₄

Oxidy ve vodě nerozpustné reagují se zásadami za vzniku solí:

SiO₂ + 2 NaOH  →  Na₂SiO₃ + H₂O

Zásadotvorné oxidy (iontové oxidy a oxidy kovů s oxidačním číslem menším než IV) se slučují s vodou na hydroxidy:
CaO + H₂O  →  Ca(OH)₂
Oxidy ve vodě nerozpustné reagují s kyselinami za vzniku solí:
MgO + 2 HCl  →  MgCl₂ + H₂O

Amfoterní oxidy (oxidy kovů s atomovou strukturou a s nižším oxidačním číslem atomu) nereagují s vodou, ale reagují s kyselinami i se zásadami za vzniku solí:

ZnO + 2 HCl  →  ZnCl₂ + H₂O

ZnO + 2 NaOH + H₂O  →  Na₂[Zn(OH)₄]  – tetrahydroxozinečnatan sodný

Neutrální oxidy (CO, N₂O) nereagují s vodou ani s kyselinami ani se zásadami.

Voda H₂O

Výskyt vody

Voda je nejběžnější a nejrozšířenější sloučenina – pokrývá dvě třetiny zemského povrchu. Je složkou organismů (v lidském těle je vody 50 - 72 %) a základní podmínkou života na Zemi. Voda je složkou půdy, je součástí struktury minerálů a hornin (krystalová voda v hydrátech).

Vlastnosti vody

Voda se vyskytuje ve všech třech skupenstvích jako vodní pára (molekuly H₂O), voda (vodíkové vazby), led (vodíkové vazby). Led má pravidelnou prostorovou strukturu (sněhové vločky, ledové krystaly).

Vodíkové vazby jsou příčinou vysoké teploty tání a varu (v porovnání s H₂S) a anomálie vody – voda má maximální hustotu při 4 °C.

 

    Obr. 3: Vodíkové vazby mezi molekulami vody

 

Molekula vody je lomená. Vazby mezi vodíkem a kyslíkem jsou polární, voda je tedy polární rozpouštědlo.

Destilovaná voda je pro lidský organismus škodlivá.

Pitná voda obsahuje rozpuštěné látky, které způsobují její tvrdost.

Rozlišujeme tvrdost vody přechodnou (je způsobená přítomností Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂) a trvalou (způsobenou CaSO₄, MgSO₄).

Přechodnou tvrdost vody lze odstranit povařením.

Trvalou tvrdost odstraníme přidáním sody Na₂CO₃:

CaSO₄  →  Ca²⁺ + SO₄ ^2–

Na₂CO₃  →  2 Na⁺ + CO₃^2–

Ca²⁺ + SO₄^2–  + 2 Na⁺ + CO₃^2–  →  CaCO₃ + 2 Na⁺+ SO₄^2– 

Můžeme vodu předestilovat nebo využít ionexů.

Druhy vody

Podle množství rozpuštěných látek rozlišujeme vodu slanou (cca 3% roztok) a sladkou, která může být minerální (cca nad 1% rozpuštěných solí), tvrdá (cca 0,05% roztok), měkká a destilovaná.

Podle obsahu nečistot se voda rozlišuje na destilovanou, pitnou, užitkovou a odpadní.

Ve vodárnách se upravuje voda z podzemních zdrojů či z některých vodních nádrží na pitnou. K úpravám se používají síta, usazovací nádrže a pískové filtry, kde se voda zbavuje nežádoucích pevných látek. Může se čistit i přidáním chemických látek (např. KMnO₄ zbaví vodu nadměrného množství železa), na závěr se dezinfikuje chlorem, ozonem popř. UV-zářením.

V čistírnách odpadních vod se odpadní voda přečišťuje na užitkovou, která se vypouští do vodních toků. K čištění se používají síta, usazovací nádrže, kde se voda čistí chemicky a biologicky pomocí bakterií.

Peroxid vodíku H₂O₂

Peroxosloučeniny mají dva atomy kyslíku navzájem vázané kovalentní vazbou: – O^–I – O^–I –

Laboratorně lze peroxid vodíku připravit reakcí:

BaO₂ + H₂SO₄  →  BaSO₄ + H₂O₂

Peroxid vodíku je bezbarvá olejovitá kapalina v bezvodém stavu výbušná. Je rozpustný ve vodě. Chová se jako slabá kyselina, její soli jsou peroxidy M₂^IO₂ a hydrogenperoxidy M^IHO₂. Je nestálý, rozkládá se na vodu a kyslík:

2 H₂O₂  →  2 H₂O + O₂

Jako katalyzátory lze využít MnO₂, Pt, jako inhibitory močovinu nebo H₂SO₄.

Peroxid vodíku má oxidační účinky:

2 KI + H₂O₂ + H₂SO₄  →  I₂ + K₂SO₄ + 2 H₂O

Má však i redukční účinky:

2 KMnO₄ + 5 H₂O₂  + 3 H₂SO₄  →  5 O₂ + K₂SO₄ + 2 MnSO₄ + 8 H₂O

Používá se jako dezinfekční prostředek při poranění, bělící prostředek (na textil, papír, odbarvování vlasů), k čištění odpadních vod.

Zdroje

BÁRTA, Milan. Chemické prvky kolem nás. 1. vydání. Brno: Edika, 2012. 112s. ISBN 978-80-266-0097-8. BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRANOVÁ. Odmaturuj z chemie. 1.vydání. Brno: Didaktis, 2002. 208 s. ISBN 80-86285-56-1. DVOŘÁČKOVÁ, Svatava. Rychlokurz chemie. 1. vydání. Olomouc: Rubico, 2000. 238 s. ISBN 80-85839-42-3. FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I/Obecná a anorganická. 1. vydání. Praha: SPN, 2001. 120 s. ISBN 80-7235-147-8. KOTLÍK, Bohumír a Květoslava RŮŽIČKOVÁ. Chemie I v kostce. 1. vydání. Havlíčkův Brod: Fragment, 1996. 120 stran. ISBN 80-7200-056-X. ŠRÁMEK, Vratislav a Ludvík KOSINA. Obecná a anorganická chemie. 1. vydání. Olomouc: FIN, 1996. 262 stran. ISBN 80-7182-003-2. Obrázky Obr. 1: Warwick, Hillier. commons.wikimedia.org  [online]. [cit. 2014-2-6]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Liquid_Oxygen.gif?uselang=cs. Obr. 2: Jakubec, Karel. commons.wikimedia.org  [online]. [cit. 2014-2-6]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ozon_01.jpg. Obr. 3: Archiv autora. Obr. 4: Archiv autora. Obr. 5: Archiv autora. Obr. 6: Archiv autora. Obr. 7: Archiv autora. Obr. 8: Reischig, Josef. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-2-8]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Snowflake_crystal.jpg?uselang=cs. Obr. 9: Archív autora. Obr. 10: Juandev. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-2-8].Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Bu%C5%A1,_%C4%8Disti%C4%8Dka_pod_vs%C3%AD.JPG?uselang=cs.