Kyslík (O) je nekovový chemický prvek skupiny 16 (VIa) periodické tabulky. Je to bezbarvý plyn bez zápachu a chuti, který je nezbytný pro živé organismy – živočichy, kteří jej přeměňují na oxid uhličitý a rostliny, které využívají CO2 jako zdroj uhlíku a vracejí O 2 do atmosféry. Kyslík tvoří sloučeniny reakcí s téměř jakýmkoli jiným prvkem a také vytlačuje chemické prvky ze vzájemné vazby. V mnoha případech jsou tyto procesy doprovázeny uvolňováním tepla a světla. Nejdůležitější kyslíkatou sloučeninou je voda.
Historie objevů
V roce 1772 švédský chemik Carl Wilhelm Scheele poprvé prokázal kyslík zahříváním dusičnanu draselného, oxidu rtuťnatého a mnoha dalších látek. Nezávisle na něm v roce 1774 anglický chemik Joseph Priestley objevil tento chemický prvek tepelným rozkladem oxidu rtuťnatého a své poznatky publikoval ve stejném roce, tři roky před zveřejněním. Scheele. V letech 1775-1780 francouzský chemik Antoine Lavoisier vyložil roli kyslíku při dýchání a spalování a odmítl tehdy obecně přijímanou teorii flogistonu. Všiml si jeho sklonu tvořit kyseliny při kombinaci s různými látkami a pojmenoval prvek oxygen, což v řečtině znamená „produkující kyselinu“.
Prevalence
Co je kyslík? Tvoří 46 % hmotnosti zemské kůry a je jejím nejběžnějším prvkem. Množství kyslíku v atmosféře je 21 % objemových a hmotnostních v mořské vodě je to 89 %.
V horninách je prvek kombinován s kovy a nekovy ve formě oxidů, které jsou kyselé (například síra, uhlík, hliník a fosfor) nebo zásadité (soli vápníku, hořčíku a železa) a jako sloučeniny podobné solím, které lze považovat za vytvořené z kyselých a zásaditých oxidů, jako jsou sírany, uhličitany, křemičitany, hlinitany a fosforečnany. Přestože je jich mnoho, tyto pevné látky nemohou sloužit jako zdroje kyslíku, protože přerušení vazby prvku s atomy kovu je příliš energeticky náročné.
Funkce
Pokud je teplota kyslíku nižší než -183 °C, stane se z něj světle modrá kapalina a při -218 °C pevná látka. Pure O2 je 1,1krát těžší než vzduch.
Během dýchání zvířata a některé bakterie spotřebovávají kyslík z atmosféry a vracejí oxid uhličitý, zatímco během fotosyntézy zelené rostliny za přítomnosti slunečního světla pohlcují oxid uhličitý a uvolňují volný kyslík. Téměřveškerý O2 v atmosféře je produkován fotosyntézou.
Při 20 °C se asi 3 objemové díly kyslíku rozpustí ve 100 dílech sladké vody, o něco méně v mořské vodě. To je nezbytné pro dýchání ryb a jiného mořského života.
Přírodní kyslík je směsí tří stabilních izotopů: 16O (99,759 %), 17O (0,037 %) a18O (0,204 %). Je známo několik uměle vyrobených radioaktivních izotopů. Nejdelší z nich je 15O (s poločasem rozpadu 124 s), který se používá ke studiu dýchání u savců.
Allotropes
Jasnější představa o tom, co je kyslík, vám umožní získat jeho dvě alotropní formy, dvouatomovou (O2) a triatomickou (O3 , ozón). Vlastnosti dvouatomové formy naznačují, že šest elektronů váže atomy a dva zůstávají nepárové, což způsobuje paramagnetismus kyslíku. Tři atomy v molekule ozonu nejsou v přímce.
Ozón lze vyrábět podle rovnice: 3O2 → 2O3.
Proces je endotermický (vyžaduje energii); přeměna ozonu zpět na dvouatomový kyslík je usnadněna přítomností přechodných kovů nebo jejich oxidů. Čistý kyslík se přeměňuje na ozón žhnoucím elektrickým výbojem. Reakce také probíhá po absorpci ultrafialového světla o vlnové délce asi 250 nm. Výskyt tohoto procesu v horních vrstvách atmosféry eliminuje záření, které by mohlo způsobitpoškození života na zemském povrchu. Pronikavý zápach ozónu je přítomen v uzavřených prostorách s jiskřícími elektrickými zařízeními, jako jsou generátory. Je to světle modrý plyn. Jeho hustota je 1,658krát větší než hustota vzduchu a má bod varu -112°C při atmosférickém tlaku.
Ozón je silné oxidační činidlo schopné přeměnit oxid siřičitý na oxid, sulfid na síran, jodid na jód (poskytuje analytickou metodu pro jeho vyhodnocení) a mnoho organických sloučenin na okysličené deriváty, jako jsou aldehydy a kyseliny. Přeměna uhlovodíků z výfukových plynů automobilů na tyto kyseliny a aldehydy působením ozónu způsobuje smog. V průmyslu se ozón používá jako chemický prostředek, dezinfekční prostředek, čištění odpadních vod, čištění vody a bělení tkanin.
Jak získat metody
Způsob výroby kyslíku závisí na množství potřebného plynu. Laboratorní metody jsou následující:
1. Tepelný rozklad některých solí, jako je chlorečnan draselný nebo dusičnan draselný:
- 2KClO3 → 2KCl + 3O2.
- 2KNO3 → 2KNO2 + O2.
Rozklad chlorečnanu draselného je katalyzován oxidy přechodných kovů. K tomu se často používá oxid manganičitý (pyrolusit, MnO2). Katalyzátor snižuje teplotu potřebnou k vývoji kyslíku ze 400 na 250 °C.
2. Teplotní rozklad oxidů kovů:
- 2HgO → 2Hg +O2.
- 2Ag2O → 4Ag + O2.
Scheele a Priestley použili k získání tohoto chemického prvku sloučeninu (oxid) kyslíku a rtuti (II).
3. Tepelný rozklad peroxidů kovů nebo peroxidu vodíku:
- 2BaO + O2 → 2BaO2.
- 2BaO2 → 2BaO +O2.
- BaO2 + H2SO4 → H2 O2 + BaSO4.
- 2H2O2 → 2H2O +O 2.
První průmyslové metody pro oddělování kyslíku z atmosféry nebo pro výrobu peroxidu vodíku závisely na tvorbě peroxidu barnatého z oxidu.
4. Elektrolýza vody s malými nečistotami solí nebo kyselin, které zajišťují vodivost elektrického proudu:
2H2O → 2H2 + O2
Průmyslová výroba
Pokud je nutné získat velké objemy kyslíku, používá se frakční destilace kapalného vzduchu. Z hlavních složek vzduchu má nejvyšší bod varu, a proto je méně těkavý než dusík a argon. Proces využívá chlazení plynu při jeho expanzi. Hlavní kroky operace jsou následující:
- vzduch je filtrován, aby se odstranily pevné částice;
- vlhkost a oxid uhličitý jsou odstraněny absorpcí do alkálie;
- vzduch je stlačován a kompresní teplo je odváděno normálními chladicími postupy;
- pak vstupuje do cívky umístěné vfotoaparát;
- část stlačeného plynu (při tlaku asi 200 atm) expanduje v komoře a ochlazuje cívku;
- expandovaný plyn se vrací do kompresoru a prochází několika fázemi následné expanze a komprese, což vede k tomu, že kapalina při -196 °C se vzduch stává kapalným;
- kapalina se zahřívá, aby se destilovaly první lehké inertní plyny, poté dusík a zůstává kapalný kyslík. Vícenásobnou frakcionací se získá produkt dostatečně čistý (99,5 %) pro většinu průmyslových účelů.
Průmyslové použití
Metalurgie je největším spotřebitelem čistého kyslíku pro výrobu oceli s vysokým obsahem uhlíku: zbavte se oxidu uhličitého a dalších nekovových nečistot rychleji a snadněji než používáním vzduchu.
Kyslíkové čištění odpadních vod je příslibem pro účinnější čištění kapalných odpadních vod než jiné chemické procesy. Spalování odpadu v uzavřených systémech s použitím čistého O2.
. je stále důležitější
Takzvaný raketový oxidátor je kapalný kyslík. Pure O2 Používá se v ponorkách a potápěčských zvonech.
V chemickém průmyslu kyslík nahradil normální vzduch při výrobě látek, jako je acetylen, etylenoxid a metanol. Lékařské aplikace zahrnují použití plynu v kyslíkových komorách, inhalátorech a dětských inkubátorech. Anestetický plyn obohacený kyslíkem poskytuje podporu života během celkové anestezie. Bez tohoto chemického prvku řadaprůmysl využívající tavicí pece. To je kyslík.
Chemické vlastnosti a reakce
Vysoká elektronegativita a elektronová afinita kyslíku jsou typické pro prvky, které vykazují nekovové vlastnosti. Všechny kyslíkaté sloučeniny mají negativní oxidační stav. Když se dva orbitaly zaplní elektrony, vytvoří se iont O2-. V peroxidech (O22-) se předpokládá, že každý atom má náboj -1. Tato vlastnost přijímání elektronů úplným nebo částečným přenosem určuje oxidační činidlo. Když takové činidlo reaguje s látkou donoru elektronů, jeho vlastní oxidační stav se snižuje. Změna (pokles) oxidačního stavu kyslíku z nuly na -2 se nazývá redukce.
Za normálních podmínek prvek tvoří dvouatomové a tříatomové sloučeniny. Kromě toho existují vysoce nestabilní čtyřatomové molekuly. V dvouatomové formě jsou dva nepárové elektrony umístěny v nevazebných orbitalech. To je potvrzeno paramagnetickým chováním plynu.
Intenzivní reaktivita ozonu se někdy vysvětluje předpokladem, že jeden ze tří atomů je v „atomovém“stavu. Při vstupu do reakce se tento atom disociuje od O3 a zanechává molekulární kyslík.
Molekula O2 je při běžných okolních teplotách a tlacích slabě reaktivní. Atomový kyslík je mnohem aktivnější. Disociační energie (O2 → 2O) je významná aje 117,2 kcal na mol.
Připojení
S nekovy, jako je vodík, uhlík a síra, tvoří kyslík širokou škálu kovalentně vázaných sloučenin, včetně oxidů nekovů, jako je voda (H2O), oxid siřičitý (SO2) a oxid uhličitý (CO2); organické sloučeniny, jako jsou alkoholy, aldehydy a karboxylové kyseliny; běžné kyseliny, jako je uhličitá (H2CO3), sírová (H2SO4) a dusík (HNO3); a odpovídající soli, jako je síran sodný (Na2SO4), uhličitan sodný (Na2 CO 3) a dusičnan sodný (NaNO3). Kyslík je přítomen ve formě iontu O2- v krystalové struktuře pevných oxidů kovů, jako je sloučenina (oxid) kyslíku a vápníku CaO. Superoxidy kovů (KO2) obsahují ionty O2-, zatímco peroxidy kovů (BaO2), obsahují iont O22-. Kyslíkové sloučeniny mají hlavně oxidační stav -2.
Základní funkce
Nakonec uvádíme hlavní vlastnosti kyslíku:
- Konfigurace elektronu: 1s22s22p4.
- Atomové číslo: 8.
- Atomová hmotnost: 15,9994.
- Bod varu: -183,0 °C.
- Bod tání: -218,4 °C.
- Hustota (pokud je tlak kyslíku 1 atm při 0 °C): 1,429 g/l.
- Oxidační stavy: -1, -2, +2 (ve sloučeninách s fluorem).
