Kyslík

Tlak pary
Kyslík; (oxygenium)
	dusík ← kyslík → fluór
	Periodická tabuľka
	2. perióda, 16. skupina, blok p
	chalkogény, nekovy
Vzhľad
	bezfarebný plyn, v kvapalnom skupenstve svetlomodrý
	; Emisné spektrum
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
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)
Commons ponúka multimediálny obsah na tému kyslík.
	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

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

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 s 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

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

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 na vysokú reaktivitu 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 ocele a tavenie kovov s vysokým bodom topenia, napr. platinových kovov.

Základnou požiadavkou pri výrobe ocele 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

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

Commons ponúka multimediálne súbory na tému Kyslík
Wikislovník ponúka heslo Kyslík

Periodická tabuľka chemických prvkov

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.