Kyslík (O) je nekovový chemický prvok skupiny 16 (VIa) periodickej tabuľky. Je to bezfarebný plyn bez zápachu a chuti, ktorý je nevyhnutný pre živé organizmy – živočíchy, ktoré ho premieňajú na oxid uhličitý a rastliny, ktoré využívajú CO2 ako zdroj uhlíka a vracajú O 2 do atmosféry. Kyslík tvorí zlúčeniny reakciou s takmer akýmkoľvek iným prvkom a tiež vytláča chemické prvky zo vzájomnej väzby. V mnohých prípadoch sú tieto procesy sprevádzané uvoľňovaním tepla a svetla. Najdôležitejšou kyslíkatou zlúčeninou je voda.
História objavov
V roku 1772 švédsky chemik Carl Wilhelm Scheele prvýkrát demonštroval kyslík zahrievaním dusičnanu draselného, oxidu ortuti a mnohých ďalších látok. Nezávisle od neho v roku 1774 anglický chemik Joseph Priestley objavil tento chemický prvok tepelným rozkladom oxidu ortuti a svoje poznatky publikoval v tom istom roku, tri roky pred uverejnením. Scheele. V rokoch 1775-1780 francúzsky chemik Antoine Lavoisier interpretoval úlohu kyslíka pri dýchaní a spaľovaní, pričom odmietol v tom čase všeobecne prijímanú teóriu flogistónu. Všimol si jeho tendenciu vytvárať kyseliny v kombinácii s rôznymi látkami a pomenoval prvok oxygène, čo v gréčtine znamená „produkovať kyselinu“.
Prevalencia
Čo je kyslík? Tvorí 46 % hmotnosti zemskej kôry a je jej najbežnejším prvkom. Množstvo kyslíka v atmosfére je 21 % objemu a podľa hmotnosti v morskej vode je to 89 %.
V horninách sa prvok kombinuje s kovmi a nekovmi vo forme oxidov, ktoré sú kyslé (napríklad síra, uhlík, hliník a fosfor) alebo zásadité (soli vápnika, horčíka a železa) a ako zlúčeniny podobné soliam, ktoré možno považovať za tvorené z kyslých a zásaditých oxidov, ako sú sírany, uhličitany, kremičitany, hlinitany a fosforečnany. Hoci je ich veľa, tieto pevné látky nemôžu slúžiť ako zdroje kyslíka, pretože prerušenie väzby prvku s atómami kovu je príliš náročné na energiu.
Funkcie
Ak je teplota kyslíka nižšia ako -183 °C, zmení sa na svetlomodrú kvapalinu a pri -218 °C na tuhú látku. Pure O2 je 1,1-krát ťažší ako vzduch.
Počas dýchania zvieratá a niektoré baktérie spotrebúvajú kyslík z atmosféry a vracajú oxid uhličitý, zatiaľ čo počas fotosyntézy zelené rastliny v prítomnosti slnečného žiarenia absorbujú oxid uhličitý a uvoľňujú voľný kyslík. Takmervšetko O2 v atmosfére vzniká fotosyntézou.
Pri 20 °C sa asi 3 objemové diely kyslíka rozpustia v 100 dieloch sladkej vody, o niečo menej v morskej vode. Je to nevyhnutné pre dýchanie rýb a iného morského života.
Prírodný kyslík je zmesou troch stabilných izotopov: 16O (99,759 %), 17O (0,037 %) a18O (0,204 %). Je známych niekoľko umelo vyrobených rádioaktívnych izotopov. Najdlhší z nich je 15O (s polčasom rozpadu 124 s), ktorý sa používa na štúdium dýchania u cicavcov.
Allotropes
Jasnejšia predstava o tom, čo je kyslík, vám umožňuje získať jeho dve alotropické formy, dvojatómovú (O2) a triatómovú (O3 , ozón). Vlastnosti diatomickej formy naznačujú, že šesť elektrónov viaže atómy a dva zostávajú nepárové, čo spôsobuje kyslíkový paramagnetizmus. Tri atómy v molekule ozónu nie sú v jednej priamke.
Ozón možno vyrábať podľa rovnice: 3O2 → 2O3.
Proces je endotermický (vyžaduje energiu); premenu ozónu späť na dvojatómový kyslík uľahčuje prítomnosť prechodných kovov alebo ich oxidov. Čistý kyslík sa mení na ozón pomocou žeravého elektrického výboja. Reakcia tiež prebieha po absorpcii ultrafialového svetla s vlnovou dĺžkou asi 250 nm. Výskyt tohto procesu vo vyšších vrstvách atmosféry eliminuje žiarenie, ktoré by mohlo spôsobiťpoškodenie života na zemskom povrchu. Štipľavý zápach ozónu je prítomný v uzavretých priestoroch s iskriacimi elektrickými zariadeniami, ako sú generátory. Je to svetlomodrý plyn. Jeho hustota je 1,658-krát väčšia ako hustota vzduchu a má bod varu -112°C pri atmosférickom tlaku.
Ozón je silné oxidačné činidlo schopné premeniť oxid siričitý na oxid, sulfid na síran, jodid na jód (poskytuje analytickú metódu na jeho vyhodnotenie) a mnohé organické zlúčeniny na okysličené deriváty, ako sú aldehydy a kyseliny. Premena uhľovodíkov z výfukových plynov áut na tieto kyseliny a aldehydy pomocou ozónu spôsobuje smog. V priemysle sa ozón používa ako chemický prostriedok, dezinfekčný prostriedok, čistenie odpadových vôd, čistenie vody a bielenie tkanín.
Získanie metód
Spôsob výroby kyslíka závisí od množstva potrebného plynu. Laboratórne metódy sú nasledovné:
1. Tepelný rozklad niektorých solí, ako je chlorečnan draselný alebo dusičnan draselný:
- 2KClO3 → 2KCl + 3O2.
- 2KNO3 → 2KNO2 + O2.
Rozklad chlorečnanu draselného je katalyzovaný oxidmi prechodných kovov. Často sa na to používa oxid manganičitý (pyroluzit, MnO2). Katalyzátor znižuje teplotu potrebnú na vývoj kyslíka zo 400 na 250 °C.
2. Teplotný rozklad oxidov kovov:
- 2HgO → 2Hg +O2.
- 2Ag2O → 4Ag + O2.
Scheele a Priestley použili na získanie tohto chemického prvku zlúčeninu (oxid) kyslíka a ortuti (II).
3. Tepelný rozklad peroxidov kovov alebo peroxidu vodíka:
- 2BaO + O2 → 2BaO2.
- 2BaO2 → 2BaO +O2.
- BaO2 + H2SO4 → H2 O2 + BaSO4.
- 2H2O2 → 2H2O +O 2.
Prvé priemyselné metódy na separáciu kyslíka z atmosféry alebo na výrobu peroxidu vodíka záviseli od tvorby peroxidu bária z oxidu.
4. Elektrolýza vody s malými nečistotami solí alebo kyselín, ktoré zabezpečujú vodivosť elektrického prúdu:
2H2O → 2H2 + O2
Priemyselná výroba
Ak je potrebné získať veľké objemy kyslíka, používa sa frakčná destilácia kvapalného vzduchu. Z hlavných zložiek vzduchu má najvyšší bod varu, a preto je menej prchavý ako dusík a argón. Proces využíva chladenie plynu pri jeho expanzii. Hlavné kroky operácie sú nasledovné:
- vzduch je filtrovaný, aby sa odstránili častice;
- vlhkosť a oxid uhličitý sa odstraňujú absorpciou do alkálií;
- vzduch je stlačený a kompresné teplo sa odvádza bežnými chladiacimi postupmi;
- potom vstupuje do cievky umiestnenej vfotoaparát;
- časť stlačeného plynu (pri tlaku asi 200 atm) expanduje v komore a ochladzuje cievku;
- expandovaný plyn sa vracia do kompresora a prechádza niekoľkými stupňami následnej expanzie a kompresie, výsledkom čoho je kvapalina pri teplote -196 °C, vzduch sa stáva tekutým;
- kvapalina sa zahrieva, aby sa destilovali prvé ľahké inertné plyny, potom dusík a zostáva tekutý kyslík. Viacnásobnou frakcionáciou sa získa produkt dostatočne čistý (99,5 %) pre väčšinu priemyselných účelov.
Priemyselné využitie
Metalurgia je najväčším spotrebiteľom čistého kyslíka na výrobu ocele s vysokým obsahom uhlíka: zbavte sa oxidu uhličitého a iných nekovových nečistôt rýchlejšie a jednoduchšie ako používanie vzduchu.
Kyslíkové čistenie odpadových vôd je prísľubom pre účinnejšie čistenie kvapalných odpadových vôd ako iné chemické procesy. Spaľovanie odpadu v uzavretých systémoch s použitím čistého O2.
. je čoraz dôležitejšie
Takzvaný raketový oxidátor je kvapalný kyslík. Pure O2 Používa sa v ponorkách a potápačských zvonoch.
V chemickom priemysle nahradil kyslík bežný vzduch pri výrobe látok ako acetylén, etylénoxid a metanol. Lekárske aplikácie zahŕňajú použitie plynu v kyslíkových komorách, inhalátoroch a detských inkubátoroch. Anestetický plyn obohatený kyslíkom poskytuje podporu života počas celkovej anestézie. Bez tohto chemického prvku množstvoodvetvia využívajúce taviace pece. To je kyslík.
Chemické vlastnosti a reakcie
Vysoká elektronegativita a elektrónová afinita kyslíka sú typické pre prvky, ktoré vykazujú nekovové vlastnosti. Všetky zlúčeniny kyslíka majú negatívny oxidačný stav. Keď sú dva orbitály naplnené elektrónmi, vytvorí sa ión O2-. V peroxidoch (O22-) sa predpokladá, že každý atóm má náboj -1. Táto vlastnosť prijímania elektrónov úplným alebo čiastočným prenosom určuje oxidačné činidlo. Keď takéto činidlo reaguje s látkou donoru elektrónov, jeho vlastný oxidačný stav sa zníži. Zmena (pokles) oxidačného stavu kyslíka z nuly na -2 sa nazýva redukcia.
Za normálnych podmienok prvok tvorí dvojatómové a trojatómové zlúčeniny. Okrem toho existujú vysoko nestabilné štvoratómové molekuly. V dvojatómovej forme sú dva nepárové elektróny umiestnené v neväzbových orbitáloch. Potvrdzuje to paramagnetické správanie plynu.
Intenzívna reaktivita ozónu sa niekedy vysvetľuje predpokladom, že jeden z troch atómov je v „atómovom“stave. Po vstupe do reakcie sa tento atóm disociuje od O3 a zanecháva molekulárny kyslík.
Molekula O2 je pri normálnych okolitých teplotách a tlakoch slabo reaktívna. Atómový kyslík je oveľa aktívnejší. Disociačná energia (O2 → 2O) je významná aje 117,2 kcal na mol.
Connections
S nekovmi, ako je vodík, uhlík a síra, tvorí kyslík širokú škálu kovalentne viazaných zlúčenín vrátane oxidov nekovov, ako je voda (H2O), oxid siričitý (SO2) a oxid uhličitý (CO2); organické zlúčeniny, ako sú alkoholy, aldehydy a karboxylové kyseliny; bežné kyseliny, ako je uhličitá (H2CO3), sírová (H2SO4) a dusík (HNO3); a zodpovedajúce soli, ako je síran sodný (Na2SO4), uhličitan sodný (Na2 CO 3) a dusičnan sodný (NaNO3). Kyslík je prítomný vo forme iónu O2- v kryštálovej štruktúre pevných oxidov kovov, ako je zlúčenina (oxid) kyslíka a vápnika CaO. Superoxidy kovov (KO2) obsahujú ión O2-, zatiaľ čo peroxidy kovov (BaO2), obsahujú ión O22-. Kyslíkové zlúčeniny majú hlavne oxidačný stav -2.
Základné funkcie
Na záver uvádzame hlavné vlastnosti kyslíka:
- Konfigurácia elektrónu: 1s22s22p4.
- Atómové číslo: 8.
- Atómová hmotnosť: 15,9994.
- Teplota varu: -183,0 °C.
- Teplota topenia: -218,4 °C.
- Hustota (ak je tlak kyslíka 1 atm pri 0 °C): 1,429 g/l.
- Oxidačné stavy: -1, -2, +2 (v zlúčeninách s fluórom).
