Kyslík

latinsky: oxygenium
anglicky: oxygen
německy: Sauerstoff

Stavba atomu

O: [He] 2s² 2p⁴ – nestabilní

• přijmutí dvou elektronů – oxidový anion
  
• dva společné elektronové páry – dvě jednoduché vazby (H₂O) nebo jedna dvojná (O₂)
  
• přijmutí jednoho elektronu + jeden společný elektronový pár – NaOH – Na ⁺ O ⁻ − H
  

Výskyt

je na Zemi nejrozšířenější – atmosféra, hydrosféra, litosféra

• volný – O₂ (kyslík; dolní vrstva atmosféry, přibližně 21 obj. % – objemových procent), O₃ (ozón; vyskytuje se ve vrchních vrstvách atmosféry)
• vázaný – H₂O, oxokyseliny, hydroxidy, organické látky, atd.
  

Fyzikální vlastnosti

Molekulární kyslík

skupenství: plyn
barva: bez barvy
chuť: bez chuti
zápach: bez zápachu
těžší než vzduch
je kov?: nekov
částečně rozpustný ve vodě (10ºC: 7,9 mg/1lH₂O, 30ºC: 5,3mg/1lH₂O) – s roztoucí teplotou rozpustnost klesá

Ozón

skupenství: plyn
barva: bez barvy
chuť:
zápach: zapáchá
ve vyšší koncentraci je toxický

Izotopy

O₈¹⁶ – 99,8%
O₈¹⁷
O₈¹⁸

Chemické vlastnosti

oxidační čísla: -II, -I, +II

Molekulární kyslík

O₂
poměrně reaktivní, reaguje téměř se všemi prvky za vzniku oxidů (vyjímkou je např. zlato)
oxidace: reakce s kyslíkem, může probíhat za nízké teploty (pomalá), či za vysoké teploty (rychlá)
S + O₂ → SO₂
C + O₂ → CO₂
2Mg + O₂ → 2MgO
P₄ + 5O₂ → P₄O₁₀ (dimer – dvě molekuly P₂O₅ – oxidu fosforečného)

kyslík má druhou nejvyšší elektronegativitu, nejvyšší má fluor – kyslík je silné oxidační činidlo

Laboratorní příprava

• tepelný rozklad některých kyslíkatých látek
  2KMnO₄ (hypermangan) → (t)   K₂MnO₄ (manganan draselný) +MnO₂ + O₂
  2KClO₃ → (t)   2KCl + 3O₂
  
• katalytický rozklad některých kyslíkatých sloučenin
  2H₂O₂ → (MnO₂)   2H₂O + O₂ (krev)
  
• elektrolýza vody (+H₂SO₄)
  2H₂O → (H₂SO₄)   2H₂ + O₂
  

Průmyslová výroba

• frakční destilace zkapalněného vzduchu
  vzduch se zkapalní, poté se zahřívá; začne se vypařovat dusík, pak vzácné plyny, zůstane kyslík
  
• elektrolýza vod
  

Ozón

Vznik

O₂ → (UV, el.výboj)   O + O
2O + 2O₂ → 2O₃
tedy: 3O₂ → 2O₃

Vlastnosti

velmi reaktivní: O₃ → O₂ + O
reaktivnější, než kyslík
ničí bakterie
má bělící účinky

Ozonová vrstva

v rozmezí 25–35 km nad Zemí
chrání před UV zářením
ozonová díra – snížený obsah ozonu; způsobují ji freony (ve sprejích a ledničkách)

Užití

hutnictví – výroba železa, oceli
sváření a řezání kovů (kyslíko-acetelenový plamen)
chemické výroby (oxidace)
raketové palivo
Poznámka: přeprava: v modrých nádobách

Sloučeniny

Oxidy

dvouprvkové sloučeniny kyslíku a jiného prvku
oxidační číslo: -II ve všech, kromě OF₂: difluorid kyslíku, tam má +II
rozdělení: podle reakce s vodou (kyselinotvorné, zásadotvorné, amfoterní, neutrální), podle struktury (molekulové, iontové, polymerní)

Rozdělení podle reakce s vodou

Kyselinotvorné oxidy

=kyselé oxidy
s vodou tvoří kyseliny

S^{V I}O₃ + H₂O → H₂S^{V I}O₄
C^IV O₂ + H₂O → H₂C^IV O₃
P₄^V O₁₀ + 6H₂O → 4H₃P^V O₄

elektronegativita prvku vázaného s kyslíkem je větší než dva – pravá část tabulky

Zásadotvorné oxidy

=zásadité oxide
s vodou tvoří zásady (hydroxidy)

Ca^IIO + H₂O → Ca^II(OH)₂
CaO – pálené vápno, Ca(OH)₂ – hašené vápno
tato reakce se jmenuje hašení páleného vápna, je silně exotermická – uvolňuje se teplo

elektronegativita prvku (X) je menší než 1

Amfoterní oxidy

nereagují s vodou, ale reagují s kyselinou i zásadou
0 < X < 1 (elektronegativita prvku je mezi 0 a 1)
příklad nutno umět:

ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O
ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]

Neutrální oxidy

nereagují ani s vodou, ani s kyselinou, ani s hydroxidem
žádné pravidlo o elektronegativitě neplatí
CO, N₂O

Rozdělení oxidů podle struktury

Molekulové oxidy

jsou tvořeny molekulami

SO₂, CO₂, CO

prvek vázaný s kyslíkem je z pravé části tabulky, většinou jsou to kyselinotvorné oxidy
většinou jsou to plyny

Iontové oxidy

jsou tvořeny ionty: oxidový anion (O²−) + kationt kovu

Na₂O ^{− II}: 2Na ⁺ , O^{2 −}

levá část tabulky

Polymerní oxidy

tvořeny atomy spojenými kovalentními vazbami do prostorové mřížky

SiO₂

podvojné oxidy – látky skládající se ze dvou oxidů

Mg^IIO ^{− II} · Ti^IV O₂ ^{− II} – oxid hořečnato-titaničitý (MgTiO₃)
Fe^IIO ^{− II} · Cr^III₂O₃ ^{− II} – oxid železnato-chromitý (FeCr₂O₄)
Fe^IIO ^{− II} · Fe^III₂O₃ ^{− II} – oxid železnato-železitý (Fe₃O₄)

Voda

Struktura molekuly vody

X(O) = 3, 5
X(H) = 2, 1
dva volné elektronové páry na kyslíku; kyslík má hybridizaci sp₃; měl by být úhel 109, je ale 105 – vliv volných elektronových párů
polarita molekuly – výsledek je nenulový vektor – polární molekula ; voda je „minimagnet”
molekula má lomený tvar

Chemické reakce vody

• s prvek + H₂O → hydroxid + vodík
  

  2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂
  

• kyselinotvorný oxid + H₂O → kyselina
  

  CO₂ + H₂O → H₂CO₃
  

• zásadotvorný oxid + H₂O → hydroxid
  

  CaO + H₂O → Ca(OH)₂
  

• neutralizace: kyselina + zásada → sůl kyseliny + voda
  

  H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O
  

• amfoterní charakter vody – ovda může být jak kyselina, tak zásadea (je schopna H ⁺ jak přijmout, tak odštěpit)
  kyselina: H₂O → H ⁺ + OH ⁻
  zásada: H₂O + H ⁺ → H₃O ⁺
  

Výskyt vody

volná – H₂O
vázaná – hydráty (krystalová voda)
Pozn.: v lidském organismu 50 − 70% vody

Hydráty

soli obsahující vázanou vodu
modrá skalice: CuSO₄ · 5H₂O – pentahydrát síranu měďnatého
zelená skalice: FeSO₄ · 7H₂O – heptahydrát síranu železnatého
bílá skalice: ZnSO₄ · 7H₂O – heptahydrát síranu zinečnatého
krystalová soda: Na₂CO₃ · 10H₂O – dekahydrát uhličitanu sodného
sádrovec: CuSO₄ · 2H₂O – dihydrát síranu vápenatého

Vznik

• krystalizace z vodného roztoku
  ☉CUSO₄ → (krystalizace)   CuSO₄ · 5H₂O
  
• pohlcení vzdušné vlhkosti bezvodou solí
  CaCl₂(s) + 6H₂O(g) → CaCl₂ · 6H₂O(s)
  

Vlastnosti vody

• polární rozpouštědlo – je schopna štěpit některé látky
  

  Na ⁺ Cl ⁻ + H₂O → (disociace)   Na ⁺ + Cl ⁻ + H₂O
  

  iontové a polární sloučeniny se štěpí na ionty
  
• vodíkové můstky
  

Tvrdost vody

tvrdost vody způsobují vápenaté a hořečnaté ionty (Ca^{2 +} , Mg^{2 +} )
tvrdá voda způsobuje srážení mýdla, mýdlo ztrácí prací účinky
tvrdost vody

• přechodná – hydrogenuhličitany (Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂)
  odstranění tvrdosti – varem
  Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ ↓ +CO₂ + H₂O
  CaCO₃ – vodní kámen
  
• trvalá – sírany
  odstranění tvrdosti – použití sody (Na₂CO₃)
  CaSO₄ + Na₂CO₃ → CaCO₃ ↓ +Na₂SO₄
  

Peroxidy

dvouprvkové sloučeniny obsahující peroxoskupinu: −O − O− (dva navázané kyslíku, které se váží na něco dalšího)
oxidační číslo kyslíku: −I

Na₂^IO₂ ^{− I} – peroxid sodný; Na − O − O − Na
CaO₂ – peroxid vápenatý
H₂O₂ – peroxid vodíku
nekrátit O₂

Peroxid vodíku

H₂O₂
Píprava: reakce peroxidu barnatého se zředěnou kyselinou sírovou
BaO₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + H₂O₂

Vlastnosti

bezbarvá kapalina
koncentrovaný je 30%, silná žíravina
výborné polární rozpouštědlo
při zahřátí může vybouchnout – není termicky stabilní; k explozi dochází ještě před dosažením varu
rozklad: 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂; jako katalyzátor lze použít krev nebo MnO₂ (existují i další)
kyslík má dezinfekční účinky
oxidační činidlo

I ⁻ − − − − − >I₂
S^{2 −} − − − − − >SO₄^{2 −}

může být i redukčním činidlem
je slabá kyselina, odvozujeme soli (peroxidy) a hydrogensoli (hydrogenperoxidy)

Užití

koncentrovaný – bělící účinky (papír, vlasy)
zředěný (3%) – dezinfekční účinky
od 8% se stává žíravinou