Formuje sa kyslíkperoxidy s oxidačným stavom −1.
— Napríklad peroxidy vznikajú spaľovaním alkalických kovov v kyslíku:
2Na + O2 → Na202

— Niektoré oxidy absorbujú kyslík:
2BaO + O2 → 2BaO2

— Podľa princípov spaľovania, ktoré vyvinuli A. N. Bach a K. O. Engler, prebieha oxidácia v dvoch stupňoch za vzniku medziproduktu peroxidovej zlúčeniny. Túto medziproduktovú zlúčeninu je možné izolovať napríklad vtedy, keď sa plameň horiaceho vodíka ochladí ľadom, spolu s vodou sa vytvorí peroxid vodíka:
H2 + 02 -> H202

Superoxidy majú oxidačný stav −1/2, to znamená jeden elektrón na dva atómy kyslíka (O 2 - ión). Získava sa reakciou peroxidov s kyslíkom pri zvýšenom tlaku a teplote:
Na202 + O2 → 2Na02

ozonidy obsahujú ión O 3 - s oxidačným stavom −1/3. Získané pôsobením ozónu na hydroxidy alkalických kovov:
KOH(tv) + O3 → KO3 + KOH + O2

A on dioxygenyl O 2 + má oxidačný stav +1/2. Získané reakciou:
PtF6 + O2 → O2 PtF6

Fluoridy kyslíka
Difluorid kyslíku, OF 2 oxidačný stav +2, sa získa prechodom fluóru cez alkalický roztok:
2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H20

Monofluorid kyslíka (Dioxydifluorid), O 2 F 2, nestabilný, oxidačný stav +1. Získava sa zo zmesi fluóru a kyslíka v žeravom výboji pri teplote −196 °C.

Prechodom žeravého výboja cez zmes fluóru a kyslíka pri určitom tlaku a teplote sa získajú zmesi vyšších fluoridov kyslíka O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 a O 6 F 2.
Kyslík podporuje procesy dýchania, horenia a rozkladu. Vo svojej voľnej forme prvok existuje v dvoch alotropných modifikáciách: O 2 a O 3 (ozón).

Aplikácia kyslíka

Široké priemyselné využitie kyslíka sa začalo v polovici 20. storočia, po vynáleze turboexpandérov – zariadení na skvapalňovanie a oddeľovanie kvapalného vzduchu.

V hutníctve

Konvertorová metóda výroby ocele zahŕňa použitie kyslíka.

Zváranie a rezanie kovov

Kyslík vo fľašiach sa široko používa na rezanie plameňom a zváranie kovov.

Raketové palivo

Kvapalný kyslík, peroxid vodíka, kyselina dusičná a ďalšie zlúčeniny bohaté na kyslík sa používajú ako oxidačné činidlá pre raketové palivo. Zmes tekutého kyslíka a tekutého ozónu je jedným z najsilnejších oxidačných činidiel raketového paliva (špecifický impulz zmesi vodík-ozón prevyšuje špecifický impulz pre páry vodík-fluór a fluorovodík-kyslík).

V medicíne

Kyslík sa používa na obohatenie zmesí dýchacích plynov pri problémoch s dýchaním, na liečbu astmy, vo forme kyslíkových kokteilov, kyslíkových vankúšov atď.

V potravinárskom priemysle

V potravinárskom priemysle je kyslík registrovaný ako potravinárska prídavná látka E948 ako hnací a baliaci plyn.

Biologická úloha kyslíka

Živé bytosti dýchajú kyslík zo vzduchu. Kyslík je široko používaný v medicíne. Pri kardiovaskulárnych ochoreniach sa na zlepšenie metabolických procesov vstrekuje do žalúdka kyslíková pena („kyslíkový kokteil“). Podkožné podávanie kyslíka sa využíva pri trofických vredoch, elefantiáze, gangréne a iných závažných ochoreniach. Umelé obohatenie ozónom sa používa na dezinfekciu a dezodoráciu vzduchu a čistenie pitnej vody. Rádioaktívny izotop kyslíka 150 sa používa na štúdium rýchlosti prietoku krvi a pľúcnej ventilácie.

Toxické kyslíkové deriváty

Niektoré deriváty kyslíka (tzv. reaktívne formy kyslíka), ako singletový kyslík, peroxid vodíka, superoxid, ozón a hydroxylový radikál, sú vysoko toxické. Vznikajú pri procese aktivácie alebo čiastočnej redukcie kyslíka. Superoxid (superoxidový radikál), peroxid vodíka a hydroxylový radikál sa môžu vytvárať v bunkách a tkanivách ľudského a zvieracieho tela a spôsobujú oxidačný stres.

Izotopy kyslíka

Kyslík má tri stabilné izotopy: 16 O, 17 O a 18 O, ktorých priemerný obsah je 99,759 %, 0,037 % a 0,204 % z celkového počtu atómov kyslíka na Zemi. Prudká prevaha najľahšieho z nich, 16 O, v zmesi izotopov je spôsobená tým, že jadro atómu 16 O pozostáva z 8 protónov a 8 neutrónov. A takéto jadrá, ako vyplýva z teórie štruktúry atómového jadra, sú obzvlášť stabilné.

Existujú rádioaktívne izotopy 11 O, 13 O, 14 O (polčas rozpadu 74 sekúnd), 15 O (T 1/2 = 2,1 min), 19 O (T 1/2 = 29,4 sek.), 20 O (protichodný polčas rozpadu). údaje o životnosti od 10 minút do 150 rokov).

Ďalšie informácie

Zlúčeniny kyslíka
Kvapalný kyslík
Ozón

Kyslík, Kyslík, O (8)
Objav kyslíka (Oxygen, franc. Oxygene, nem. Sauerstoff) znamenal začiatok moderného obdobia vo vývoji chémie. Od staroveku je známe, že na spaľovanie je potrebný vzduch, ale po mnoho storočí zostával proces spaľovania nejasný. Až v 17. storočí. Mayow a Boyle nezávisle vyjadrili myšlienku, že vzduch obsahuje nejakú látku, ktorá podporuje spaľovanie, ale táto úplne racionálna hypotéza v tom čase nebola vyvinutá, pretože myšlienka spaľovania ako procesu spájania horiaceho tela s určitou zložkou vzduch sa vtedy zdal byť v rozpore s takým zjavným činom, ako je skutočnosť, že pri spaľovaní dochádza k rozkladu horiaceho telesa na elementárne zložky. Práve na tomto základe sa na prelome 17. stor. Vznikla flogistónová teória, ktorú vytvorili Becher a Stahl. S príchodom chemicko-analytického obdobia vo vývoji chémie (druhá polovica 18. storočia) a vznikom „pneumatickej chémie“ - jedného z hlavných odvetví chemicko-analytického smeru - spaľovania, ako aj dýchania , opäť zaujala výskumníkov. Objav rôznych plynov a stanovenie ich dôležitej úlohy v chemických procesoch bolo jedným z hlavných podnetov pre systematické štúdie spaľovacích procesov, ktoré uskutočnil Lavoisier. Kyslík bol objavený začiatkom 70. rokov 18. storočia.

Prvú správu o tomto objave urobil Priestley na stretnutí Kráľovskej spoločnosti Anglicka v roku 1775. Priestley zahriatím červeného oxidu ortutnatého pomocou veľkého horiaceho skla získal plyn, v ktorom sviečka horela jasnejšie ako v bežnom vzduchu, a tlejúca trieska sa rozhorela. Priestley určil niektoré vlastnosti nového plynu a nazval ho daflogistický vzduch. O dva roky skôr ako Priestley (1772) však Scheele získaval kyslík aj rozkladom oxidu ortutnatého a inými metódami. Scheele nazval tento plynový oheň vzduch (Feuerluft). Scheele bol schopný oznámiť svoj objav až v roku 1777.

V roku 1775 Lavoisier vystúpil pred Parížskou akadémiou vied so správou, že sa mu podarilo získať „najčistejšiu časť vzduchu, ktorá nás obklopuje“ a opísal vlastnosti tejto časti vzduchu. Lavoisier najprv nazval tento „vzduch“ empyrovým, vitálnym (Air empireal, Air vital) základom vitálneho vzduchu (Base de l'air vital). Takmer súčasné objavenie kyslíka niekoľkými vedcami v rôznych krajinách vyvolalo spory Priestley bol obzvlášť vytrvalý pri dosahovaní uznania ako objaviteľ V podstate sa tieto spory ešte neskončili. tento plyn je kyselinotvorný princíp V roku 1779 zaviedol Lavoisier v súlade s týmto záverom nový názov pre kyslík - kyselinotvorný princíp (princíp acidifiant ou principe oxygine) odvodil Lavoisier slovo oxygine vyskytujúce sa v tomto komplexnom názve z gréčtiny - kyselina a „vyrábam“.

Obsah článku

KYSLÍK, O (oxygenium), chemický prvok podskupiny VIA periodickej sústavy prvkov: O, S, Se, Te, Po - člen rodiny chalkogénov. Ide o najbežnejší prvok v prírode, jeho obsah v zemskej atmosfére je 21 % (obj.), v zemskej kôre vo forme zlúčenín cca. 50 % (hmot.) a v hydrosfére 88,8 % (hmot.).

Kyslík je nevyhnutný pre existenciu života na Zemi: zvieratá a rastliny spotrebúvajú kyslík počas dýchania a rastliny uvoľňujú kyslík prostredníctvom fotosyntézy. Živá hmota obsahuje viazaný kyslík nielen v telesných tekutinách (v krvinkách a pod.), ale aj v sacharidoch (cukor, celulóza, škrob, glykogén), tukoch a bielkovinách. Íly, horniny, pozostávajú z kremičitanov a iných anorganických zlúčenín obsahujúcich kyslík, ako sú oxidy, hydroxidy, uhličitany, sírany a dusičnany.

Historický odkaz.

Prvé informácie o kyslíku sa v Európe stali známymi z čínskych rukopisov z 8. storočia. Začiatkom 16. stor. Leonardo da Vinci zverejnil údaje týkajúce sa chémie kyslíka, pričom ešte nevedel, že kyslík je prvok. Reakcie pridávania kyslíka sú opísané vo vedeckých prácach S. Geilsa (1731) a P. Bayena (1774). Osobitnú pozornosť si zaslúži výskum K. Scheeleho v rokoch 1771–1773 o interakcii kovov a fosforu s kyslíkom. J. Priestley ohlásil objav kyslíka ako prvku v roku 1774, niekoľko mesiacov po Bayenovej správe o reakciách so vzduchom. Názov oxygenium („kyslík“) dostal tento prvok krátko po jeho objavení Priestley a pochádza z gréckych slov, ktoré znamenajú „produkujúci kyselinu“; je to spôsobené mylnou predstavou, že kyslík je prítomný vo všetkých kyselinách. Vysvetlenie úlohy kyslíka v procesoch dýchania a spaľovania však patrí A. Lavoisierovi (1777).

Štruktúra atómu.

Každý prirodzene sa vyskytujúci atóm kyslíka obsahuje v jadre 8 protónov, ale počet neutrónov môže byť 8, 9 alebo 10. Najbežnejší z troch izotopov kyslíka (99,76 %) je 16 8 O (8 protónov a 8 neutrónov) . Obsah ďalšieho izotopu 18 8 O (8 protónov a 10 neutrónov) je len 0,2 %. Tento izotop sa používa ako značka alebo na identifikáciu určitých molekúl, ako aj na vykonávanie biochemických a medicínsko-chemických štúdií (metóda na štúdium nerádioaktívnych stôp). Tretí nerádioaktívny izotop kyslíka 17 8 O (0,04 %) obsahuje 9 neutrónov a má hmotnostné číslo 17. Po hmotnosti izotopu uhlíka 12 6 C bola prijatá ako štandardná atómová hmotnosť Medzinárodnou komisiou v r. 1961 sa vážená priemerná atómová hmotnosť kyslíka stala 15,9994. Do roku 1961 chemici považovali za štandardnú jednotku atómovej hmotnosti atómovú hmotnosť kyslíka, ktorá bola pre zmes troch prirodzene sa vyskytujúcich izotopov kyslíka považovaná za 16 000. Fyzici považovali hmotnostné číslo izotopu kyslíka 16 8 O za štandardnú jednotku atómovej hmotnosti, takže vo fyzikálnom meradle bola priemerná atómová hmotnosť kyslíka 16,0044.

Atóm kyslíka má 8 elektrónov, 2 elektróny na vnútornej úrovni a 6 elektrónov na vonkajšej úrovni. Preto pri chemických reakciách môže kyslík prijať až dva elektróny od donorov, čím sa jeho vonkajší obal vytvorí na 8 elektrónov a vytvorí sa prebytočný záporný náboj.

Molekulárny kyslík.

Ako väčšina ostatných prvkov, ktorých atómom chýbajú 1–2 elektróny na dokončenie vonkajšieho obalu 8 elektrónov, kyslík tvorí dvojatómovú molekulu. Tento proces uvoľňuje veľa energie (~ 490 kJ/mol), a preto sa rovnaké množstvo energie musí vynaložiť na opačný proces disociácie molekuly na atómy. Sila väzby O–O je taká vysoká, že pri 2300 °C sa iba 1 % molekúl kyslíka disociuje na atómy. (Je pozoruhodné, že pri tvorbe molekuly dusíka N2 je sila väzby N–N ešte vyššia, ~710 kJ/mol.)

Elektronická štruktúra.

V elektrónovej štruktúre molekuly kyslíka, ako by sa dalo očakávať, nie je realizovaná distribúcia elektrónov v oktete okolo každého atómu, ale sú tam nepárové elektróny a kyslík má vlastnosti typické pre takúto štruktúru (napríklad interaguje s magnetické pole, ktoré je paramagnetické).

Reakcie.

Za vhodných podmienok reaguje molekulárny kyslík takmer s akýmkoľvek prvkom okrem vzácnych plynov. V izbových podmienkach však iba najaktívnejšie prvky reagujú s kyslíkom dostatočne rýchlo. Je pravdepodobné, že väčšina reakcií nastáva až po disociácii kyslíka na atómy a k disociácii dochádza až pri veľmi vysokých teplotách. Avšak katalyzátory alebo iné látky v reakčnom systéme môžu podporovať disociáciu O2. Je známe, že alkalické (Li, Na, K) a kovy alkalických zemín (Ca, Sr, Ba) reagujú s molekulárnym kyslíkom za vzniku peroxidov:

Príjem a prihláška.

Vzhľadom na prítomnosť voľného kyslíka v atmosfére je najúčinnejšou metódou na jeho extrakciu skvapalňovanie vzduchu, z ktorého sa odstraňujú nečistoty, CO 2, prach a pod. chemické a fyzikálne metódy. Cyklický proces zahŕňa kompresiu, chladenie a expanziu, čo vedie k skvapalňovaniu vzduchu. Pri pomalom zvyšovaní teploty (metóda frakčnej destilácie) sa z kvapalného vzduchu odparia najskôr vzácne plyny (najťažšie skvapalniteľné), potom dusík a zostáva tekutý kyslík. Výsledkom je, že kvapalný kyslík obsahuje stopy vzácnych plynov a pomerne veľké percento dusíka. Pre mnohé aplikácie nie sú tieto nečistoty problémom. Aby sa však získal kyslík extrémnej čistoty, musí sa destilačný proces opakovať. Kyslík sa skladuje v nádržiach a fľašiach. Vo veľkých množstvách sa používa ako okysličovadlo petroleja a iných palív v raketách a kozmických lodiach. Oceliarsky priemysel používa plynný kyslík na prefukovanie roztaveného železa pomocou Bessemerovej metódy na rýchle a efektívne odstránenie nečistôt C, S a P Kyslíkové otryskávanie vyrába oceľ rýchlejšie a kvalitnejšie ako ovzdušie. Kyslík sa používa aj na zváranie a rezanie kovov (kyslíko-acetylénový plameň). Kyslík sa používa napríklad aj v medicíne na obohatenie dýchacieho prostredia pacientov s ťažkosťami s dýchaním. Kyslík možno vyrábať rôznymi chemickými metódami a niektoré z nich sa používajú na získanie malého množstva čistého kyslíka v laboratórnej praxi.

Elektrolýza.

Jedným zo spôsobov výroby kyslíka je elektrolýza vody obsahujúcej malé prídavky NaOH alebo H2S04 ako katalyzátora: 2H20®2H2 + O2. V tomto prípade sa tvoria malé vodíkové nečistoty. Pomocou výbojového zariadenia sa stopy vodíka v plynnej zmesi opäť premenia na vodu, ktorej pary sa odstránia zmrazením alebo adsorpciou.

Tepelná disociácia.

Dôležitou laboratórnou metódou výroby kyslíka, ktorú navrhol J. Priestley, je tepelný rozklad oxidov ťažkých kovov: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Aby to mohol urobiť, Priestley zameral slnečné lúče na prášok oxidu ortuti. Známou laboratórnou metódou je aj tepelná disociácia oxosolí, napríklad chlorečnanu draselného v prítomnosti katalyzátora - oxidu manganičitého:

Oxid manganičitý, pridaný v malých množstvách pred kalcináciou, umožňuje udržiavať požadovanú teplotu a rýchlosť disociácie a samotný Mn02 sa počas procesu nemení.

Používajú sa aj metódy tepelného rozkladu dusičnanov:

ako aj peroxidy niektorých aktívnych kovov, napr.

2BaO2® 2BaO + O2

Posledná uvedená metóda bola svojho času široko používaná na extrakciu kyslíka z atmosféry a pozostávala zo zahrievania BaO na vzduchu, kým sa nevytvoril Ba02, po čom nasledoval tepelný rozklad peroxidu. Metóda tepelného rozkladu zostáva dôležitá pre výrobu peroxidu vodíka.

NIEKTORÉ FYZIKÁLNE VLASTNOSTI KYSLÍKA
Atómové číslo	8
Atómová hmotnosť	15,9994
Teplota topenia, °C	–218,4
Teplota varu, °C	–183,0
Hustota
tvrdý, g/cm3 (at t pl)	1,27
kvapalina g/cm3 (at t kip)	1,14
plynný, g/dm 3 (pri 0° C)	1,429
vzdušný príbuzný	1,105
kritické a, g/cm3	0,430
Kritická teplota a, °C	–118,8
Kritický tlak a, atm	49,7
Rozpustnosť, cm3/100 ml rozpúšťadla
vo vode (0°C)	4,89
vo vode (100°C)	1,7
v alkohole (25°C)	2,78
Polomer, Å	0,74
kovalentný	0,66
iónové (O2-)	1,40
Ionizačný potenciál, V
najprv	13,614
druhý	35,146
Elektronegativita (F=4)	3,5
a Teplota a tlak, pri ktorých sú hustoty plynu a kvapaliny rovnaké.

Fyzikálne vlastnosti.

Kyslík je za normálnych podmienok bezfarebný plyn bez zápachu a chuti. Kvapalný kyslík má svetlomodrú farbu. Pevný kyslík existuje aspoň v troch kryštalických modifikáciách. Plynný kyslík je rozpustný vo vode a pravdepodobne tvorí slabé zlúčeniny ako O2HH2O a možno O2H2H2O.

Chemické vlastnosti.

Ako už bolo uvedené, chemická aktivita kyslíka je určená jeho schopnosťou disociovať sa na atómy O, ktoré sú vysoko reaktívne. Len najaktívnejšie kovy a minerály reagujú s O2 vysokou rýchlosťou pri nízkych teplotách. Najaktívnejšie alkalické (podskupiny IA) a niektoré kovy alkalických zemín (podskupiny IIA) tvoria peroxidy, ako je Na02 a Ba02 s O2. Ostatné prvky a zlúčeniny reagujú len s produktom disociácie O2. Za vhodných podmienok všetky prvky, okrem vzácnych plynov a kovov Pt, Ag, Au, reagujú s kyslíkom. Tieto kovy tiež tvoria oxidy, ale za špeciálnych podmienok.

Elektrónová štruktúra kyslíka (1s 2 2s 2 2p 4) je taká, že atóm O prijíma dva elektróny na vonkajšiu úroveň, aby vytvoril stabilný vonkajší elektrónový obal a vytvoril ión O 2–. V oxidoch alkalických kovov sa tvoria prevažne iónové väzby. Dá sa predpokladať, že elektróny týchto kovov sú takmer úplne priťahované kyslíkom. V oxidoch menej aktívnych kovov a nekovov je prenos elektrónov neúplný a hustota záporného náboja na kyslíku je menej výrazná, takže väzba je menej iónová alebo viac kovalentná.

Pri oxidácii kovov kyslíkom sa uvoľňuje teplo, ktorého veľkosť koreluje so silou väzby M–O. Pri oxidácii niektorých nekovov dochádza k absorpcii tepla, čo naznačuje ich slabšie väzby s kyslíkom. Takéto oxidy sú tepelne nestabilné (alebo menej stabilné ako oxidy s iónovými väzbami) a sú často vysoko reaktívne. V tabuľke sú pre porovnanie uvedené hodnoty entalpií tvorby oxidov najtypickejších kovov, prechodných kovov a nekovov, prvkov podskupiny A a B (znamienko mínus znamená uvoľňovanie tepla).

O vlastnostiach oxidov možno vyvodiť niekoľko všeobecných záverov:

1. Teploty topenia oxidov alkalických kovov klesajú so zvyšujúcim sa atómovým polomerom kovu; takže, t pl (Cs20) tpl (Na20). Oxidy, v ktorých prevláda iónová väzba, majú vyššie teploty topenia ako teploty topenia kovalentných oxidov: t pl (Na20) > t pl (S02).

2. Oxidy reaktívnych kovov (podskupiny IA–IIIA) sú tepelne stabilnejšie ako oxidy prechodných kovov a nekovov. Oxidy ťažkých kovov v najvyššom oxidačnom stupni pri tepelnej disociácii tvoria oxidy s nižšími oxidačnými stavmi (napríklad 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5 O 2 ® 2 Hg 0 + O 2). Takéto oxidy vo vysokom oxidačnom stave môžu byť dobrými oxidačnými činidlami.

3. Najaktívnejšie kovy reagujú s molekulárnym kyslíkom pri zvýšených teplotách za vzniku peroxidov:

Sr + O2® Sr02.

4. Oxidy aktívnych kovov tvoria bezfarebné roztoky, kým oxidy väčšiny prechodných kovov sú farebné a prakticky nerozpustné. Vodné roztoky oxidov kovov majú zásadité vlastnosti a sú to hydroxidy obsahujúce OH skupiny a oxidy nekovov vo vodných roztokoch tvoria kyseliny obsahujúce ión H+.

5. Kovy a nekovy podskupín A tvoria oxidy s oxidačným stavom zodpovedajúcim číslu skupiny, napr. Na, Be a B tvoria Na 1 2 O, Be II O a B 2 III O 3 a ne- kovy IVA–VIIA podskupín C, N , S, Cl forma C IV O 2, N V 2 O 5, S VI O 3, Cl VII 2 O 7. Skupinové číslo prvku koreluje iba s maximálnym oxidačným stavom, pretože sú možné oxidy s nižším oxidačným stavom prvkov. Pri spaľovacích procesoch zlúčenín sú typickými produktmi oxidy, napr.

2H2S + 302®2S02 + 2H20

Látky obsahujúce uhlík a uhľovodíky pri miernom zahriatí oxidujú (spaľujú) na CO 2 a H 2 O. Príkladmi takýchto látok sú palivá – drevo, ropa, alkoholy (ako aj uhlík – uhlie, koks a drevené uhlie). Teplo zo spaľovacieho procesu sa využíva na výrobu pary (a následne elektriny alebo ide do elektrární), ako aj na vykurovanie domov. Typické rovnice pre procesy spaľovania sú:

a) drevo (celulóza):

(C6H10O5) n + 6n O2®6 n CO2+5 n H 2 O + tepelná energia

b) ropa alebo plyn (benzín C 8 H 18 alebo zemný plyn CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + tepelná energia

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + tepelná energia

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + tepelná energia

d) uhlík (uhlie alebo drevené uhlie, koks):

2C + O 2 ® 2CO + tepelná energia

2CO + O 2 ® 2CO 2 + tepelná energia

Množstvo zlúčenín obsahujúcich C, H, N-, O s vysokou energetickou rezervou tiež podlieha spaľovaniu. Kyslík na oxidáciu možno použiť nielen z atmosféry (ako pri predchádzajúcich reakciách), ale aj zo samotnej látky. Na spustenie reakcie stačí malá aktivácia reakcie, ako je úder alebo zatrasenie. Pri týchto reakciách sú produkty spaľovania tiež oxidy, ale všetky sú plynné a rýchlo expandujú pri vysokej konečnej teplote procesu. Preto sú takéto látky výbušné. Príkladmi výbušnín sú trinitroglycerín (alebo nitroglycerín) C 3 H 5 (NO 3) 3 a trinitrotoluén (alebo TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3.

Oxidy kovov alebo nekovov s nižším oxidačným stavom prvku reagujú s kyslíkom za vzniku oxidov tohto prvku s vysokým oxidačným stavom:

Prírodné oxidy, získané z rúd alebo syntetizované, slúžia ako suroviny na výrobu mnohých dôležitých kovov, napríklad železa z Fe 2 O 3 (hematit) a Fe 3 O 4 (magnetit), hliníka z Al 2 O 3 (oxid hlinitý). ), horčík z MgO (magnézia). Oxidy ľahkých kovov sa používajú v chemickom priemysle na výrobu alkálií alebo zásad. Peroxid draselný KO 2 má neobvyklé využitie, pretože v prítomnosti vlhkosti a v dôsledku reakcie s ňou uvoľňuje kyslík. Preto sa KO 2 používa v respirátoroch na výrobu kyslíka. Vlhkosť z vydychovaného vzduchu uvoľňuje kyslík v respirátore a KOH absorbuje CO2. Výroba oxidu CaO a hydroxidu vápenatého Ca(OH) 2 – veľkovýroba v keramickej a cementárskej technológii.

Voda (oxid vodíka).

Význam vody H 2 O tak v laboratórnej praxi pre chemické reakcie, ako aj v životných procesoch si vyžaduje osobitné zohľadnenie tejto látky VODA, ĽAD A PARA). Ako už bolo spomenuté, pri priamej interakcii kyslíka a vodíka za podmienok napríklad iskrového výboja dochádza k výbuchu a tvorbe vody a uvoľňuje sa 143 kJ/(mol H 2 O).

Molekula vody má takmer štvorstennú štruktúru, uhol H–O–H je 104° 30°. Väzby v molekule sú čiastočne iónové (30%) a čiastočne kovalentné s vysokou hustotou záporného náboja na kyslíku a teda kladného náboja na vodíku:

Kvôli vysokej sile H–O väzieb sa vodík ťažko oddeľuje od kyslíka a voda má veľmi slabé kyslé vlastnosti. Mnohé vlastnosti vody sú určené rozložením nábojov. Napríklad molekula vody tvorí hydrát s kovovým iónom:

Voda dáva jeden elektrónový pár akceptoru, ktorým môže byť H +:

Oxoanióny a oxokatióny

– častice obsahujúce kyslík so zvyškovým negatívnym (oxoanióny) alebo zvyškovým pozitívnym (oxokácie) nábojom. O 2– ión má vysokú afinitu (vysokú reaktivitu) pre kladne nabité častice, ako je H +. Najjednoduchším predstaviteľom stabilných oxoaniónov je hydroxidový ión OH –. To vysvetľuje nestabilitu atómov s vysokou hustotou náboja a ich čiastočnú stabilizáciu v dôsledku pridania častice s kladným nábojom. Preto, keď aktívny kov (alebo jeho oxid) pôsobí na vodu, vzniká OH– a nie O 2–:

2Na + 2H20® 2Na + + 2OH - + H2

Na20 + H20 ® 2Na + + 2OH –

Zložitejšie oxoanióny sa tvoria z kyslíka s kovovým iónom alebo nekovovou časticou, ktorá má veľký kladný náboj, čo vedie k častici s nízkym nábojom, ktorá je stabilnejšia, napríklad:

°C sa vytvorí tmavofialová tuhá fáza. Kvapalný ozón je mierne rozpustný v kvapalnom kyslíku a 49 cm 3 O 3 sa rozpustí v 100 g vody pri 0 ° C. Z hľadiska chemických vlastností je ozón oveľa aktívnejší ako kyslík a v oxidačných vlastnostiach je na druhom mieste po O, F 2 a OF 2 (fluorid kyslíku). Pri normálnej oxidácii vzniká oxid a molekulárny kyslík O 2. Pri pôsobení ozónu na aktívne kovy za špeciálnych podmienok vznikajú ozonidy zloženia K + O 3 –. Ozón sa vyrába priemyselne na špeciálne účely, je dobrým dezinfekčným prostriedkom a používa sa na čistenie vody a ako bielidlo, zlepšuje stav atmosféry v uzavretých systémoch, dezinfikuje predmety a potraviny, urýchľuje dozrievanie obilia a ovocia. V chemickom laboratóriu sa na výrobu ozónu často používa ozonizátor, ktorý je nevyhnutný pre niektoré metódy chemickej analýzy a syntézy. Guma sa ľahko zničí aj pri vystavení nízkym koncentráciám ozónu. V niektorých priemyselných mestách vedú významné koncentrácie ozónu vo vzduchu k rýchlemu znehodnoteniu gumových výrobkov, ak nie sú chránené antioxidantmi. Ozón je veľmi toxický. Neustále vdychovanie vzduchu aj pri veľmi nízkych koncentráciách ozónu spôsobuje bolesti hlavy, nevoľnosť a iné nepríjemné stavy.

DEFINÍCIA

Kyslík- ôsmy prvok periodickej tabuľky. Označenie - O z latinského „oxygenium“. Nachádza sa v druhom období, skupina VIA. Vzťahuje sa na nekovy. Jadrový náboj je 8.

Kyslík je najbežnejším prvkom v zemskej kôre. Vo voľnom stave sa nachádza v atmosférickom vzduchu vo viazanej forme, je súčasťou vody, minerálov, hornín a všetkých látok, z ktorých sú postavené organizmy rastlín a živočíchov. Hmotnostný podiel kyslíka v zemskej kôre je asi 47%.

Vo svojej jednoduchej forme je kyslík bezfarebný plyn bez zápachu. Je o niečo ťažší ako vzduch: hmotnosť 1 litra kyslíka za normálnych podmienok je 1,43 g a 1 liter vzduchu 1,293 g. Kyslík sa rozpúšťa vo vode, aj keď v malých množstvách: 100 objemov vody pri 0 o C rozpustí 4,9 a pri 20 o C - 3,1 objemov kyslíka.

Atómová a molekulová hmotnosť kyslíka

DEFINÍCIA

Relatívna atómová hmotnosť A r je molárna hmotnosť atómu látky delená 1/12 molárnej hmotnosti atómu uhlíka-12 (12 C).

Relatívna atómová hmotnosť atómového kyslíka je 15 999 amu.

DEFINÍCIA

Relatívna molekulová hmotnosť M r je molárna hmotnosť molekuly delená 1/12 molárnej hmotnosti atómu uhlíka-12 (12 C).

Ide o bezrozmernú veličinu Je známe, že molekula kyslíka je dvojatómová - O 2. Relatívna molekulová hmotnosť molekuly kyslíka sa bude rovnať:

Mr (02) = 15,999 x 2 ≈32.

Alotropia a alotropné modifikácie kyslíka

Kyslík môže existovať vo forme dvoch alotropných modifikácií – kyslíka O 2 a ozónu O 3 (fyzikálne vlastnosti kyslíka sú popísané vyššie).

Za normálnych podmienok je ozón plyn. Silným ochladením sa dá oddeliť od kyslíka; ozón kondenzuje na modrú kvapalinu s teplotou varu (-111,9 o C).

Rozpustnosť ozónu vo vode je oveľa väčšia ako v kyslíku: 100 objemových dielov vody pri 0 o C rozpustí 49 objemových dielov ozónu.

Vznik ozónu z kyslíka možno vyjadriť rovnicou:

3O 2 = 2O 3 - 285 kJ.

Izotopy kyslíka

Je známe, že v prírode sa kyslík nachádza vo forme troch izotopov 16O (99,76 %), 17O (0,04 %) a 180 (0,2 %). Ich hmotnostné čísla sú 16, 17 a 18. Jadro atómu izotopu kyslíka 160 obsahuje osem protónov a osem neutrónov a izotopy 170 a 180 obsahujú rovnaký počet protónov, deväť a desať neutrónov.

Existuje dvanásť rádioaktívnych izotopov kyslíka s hmotnostnými číslami od 12 do 24, z toho najstabilnejší izotop 15 O s polčasom rozpadu 120 s.

Kyslíkové ióny

Vonkajšia energetická hladina atómu kyslíka má šesť elektrónov, ktoré sú valenčnými elektrónmi:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Štruktúra atómu kyslíka je uvedená nižšie:

V dôsledku chemickej interakcie môže kyslík stratiť svoje valenčné elektróny, t.j. byť ich donorom, a premeniť sa na kladne nabité ióny alebo prijať elektróny z iného atómu, t.j. byť ich akceptorom a premeniť sa na záporne nabité ióny:

O°+2e -> 02-;

Oo-1e → O1+.

Molekula a atóm kyslíka

Molekula kyslíka pozostáva z dvoch atómov - O2. Tu sú niektoré vlastnosti, ktoré charakterizujú atóm a molekulu kyslíka:

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Zemská kôra obsahuje 50% kyslíka. Prvok je prítomný aj v mineráloch vo forme solí a oxidov. V zložení je zahrnutý kyslík vo viazanej forme (percentuálny podiel prvku je asi 89%). Kyslík je prítomný aj v bunkách všetkých živých organizmov a rastlín. Kyslík je vo vzduchu vo voľnom stave vo forme O₂ a jeho alotropnej modifikácii vo forme ozónu O₃ a zaberá pätinu jeho zloženia,

Fyzikálne a chemické vlastnosti kyslíka

Kyslík O₂ je bezfarebný plyn bez chuti a zápachu. Mierne rozpustný vo vode, vrie pri teplote (-183) °C. Kyslík v tekutej forme je v tuhej forme modrý, prvok tvorí modré kryštály. Kyslík sa topí pri teplote (-218,7) °C.

Kvapalný kyslík pri izbovej teplote

Pri zahrievaní kyslík reaguje s rôznymi jednoduchými látkami (kovmi a nekovmi), čím vznikajú oxidy – zlúčeniny prvkov s kyslíkom. Interakcia chemických prvkov s kyslíkom sa nazýva oxidačná reakcia. Príklady reakčných rovníc:

4Na + 02= 2Na20

S + O2 = SO2.

Niektoré zložité látky tiež interagujú s kyslíkom a vytvárajú oxidy:

CH4 + 202 = CO2 + 2H20

2СО + О₂ = 2СО₂

Kyslík ako chemický prvok sa získava v laboratóriách a priemyselných závodoch. v laboratóriu existuje niekoľko spôsobov:

• rozklad (chlorečnan draselný);
• rozklad peroxidu vodíka pri zahrievaní látky v prítomnosti oxidu mangánu ako katalyzátora;
• rozklad manganistanu draselného.

Chemická reakcia spaľovania kyslíka

Čistý kyslík nemá špeciálne vlastnosti, ktoré kyslík vo vzduchu nemá, to znamená, že má rovnaké chemické a fyzikálne vlastnosti. Vzduch obsahuje 5-krát menej kyslíka ako rovnaký objem čistého kyslíka. Vo vzduchu sa kyslík mieša s veľkým množstvom dusíka – plynu, ktorý sám nehorí a nepodporuje spaľovanie. Ak sa teda vzdušný kyslík už spotreboval v blízkosti plameňa, ďalšia časť kyslíka sa dostane cez dusík a produkty spaľovania. V dôsledku toho sa energetickejšie spaľovanie kyslíka v atmosfére vysvetľuje rýchlejším prísunom kyslíka do miesta spaľovania. Počas reakcie sa proces spájania kyslíka s horiacou látkou uskutočňuje energickejšie a uvoľňuje sa viac tepla. Čím viac kyslíka sa privádza do horiacej látky za jednotku času, tým jasnejšie plameň horí, tým vyššia je teplota a tým silnejší je proces spaľovania.

Ako prebieha spaľovacia reakcia kyslíka? Dá sa to overiť experimentálne. Musíte vziať valec a otočiť ho hore dnom, potom umiestniť hadičku s vodíkom pod valec. Vodík, ktorý je ľahší ako vzduch, úplne naplní valec. V blízkosti otvorenej časti valca je potrebné zapáliť vodík a cez plameň do neho vložiť sklenenú trubicu, cez ktorú prúdi plynný kyslík. Na konci trubice vypukne oheň, zatiaľ čo plameň bude ticho horieť vo vnútri valca naplneného vodíkom. Pri reakcii nehorí kyslík, ale vodík za prítomnosti malého množstva kyslíka vychádzajúceho z trubice.

Čo vzniká spaľovaním vodíka a aký oxid vzniká? Vodík sa oxiduje na vodu. Kvapky skondenzovanej vodnej pary sa postupne ukladajú na stenách valca. Oxidácia dvoch molekúl vodíka vyžaduje jednu molekulu kyslíka a vznikajú dve molekuly vody. Reakčná rovnica:

2H₂ + O₂ → 2H₂O

Ak kyslík vyteká z trubice pomaly, vo vodíkovej atmosfére úplne zhorí a experiment prebieha pokojne.

Akonáhle sa prísun kyslíka zvýši natoľko, že nestihne úplne dohorieť, časť ide za plameň, kde sa tvoria vrecká zmesi vodíka a kyslíka a objavujú sa jednotlivé malé záblesky podobné výbuchom. Zmes kyslíka a vodíka je výbušný plyn.

Pri zapálení detonačného plynu dochádza k silnému výbuchu: keď sa kyslík spája s vodíkom, vzniká voda a vzniká vysoká teplota. Vodná para s okolitými plynmi sa veľmi rozpína ​​a vytvára vysoký tlak, pri ktorom môže prasknúť nielen krehký valec, ale aj odolnejšia nádoba. Preto je potrebné pracovať s výbušnou zmesou mimoriadne opatrne.

Spotreba kyslíka pri spaľovaní

Pre pokus treba sklenený kryštalizátor s objemom 3 litre naplniť do 2/3 vodou a pridať polievkovú lyžicu lúhu sodného alebo lúhu draselného. Vodu zafarbite fenolftaleínom alebo iným vhodným farbivom. Nasypte piesok do malej banky a vertikálne do nej vložte drôt s vatou pripevnenou na konci. Banka sa umiestni do kryštalizátora s vodou. Vata zostáva 10 cm nad povrchom roztoku.

Vatu zľahka navlhčite alkoholom, olejom, hexánom alebo inou horľavou kvapalinou a zapáľte. Horiacu vatu opatrne prikryte 3-litrovou fľašou a spustite ju pod hladinu lúhového roztoku. Počas spaľovacieho procesu prechádza kyslík do vody a. V dôsledku reakcie alkalický roztok vo fľaši stúpa. Vata čoskoro zhasne. Fľaša by mala byť opatrne umiestnená na dne kryštalizátora. Teoreticky by mala byť fľaša plná z 1/5, keďže vzduch obsahuje 20,9 % kyslíka. Počas spaľovania sa kyslík mení na vodu a oxid uhličitý CO₂, ktorý je absorbovaný zásadou. Reakčná rovnica:

2NaOH + CO2 = Na2C03 + H20

V praxi sa spaľovanie zastaví skôr, ako sa spotrebuje všetok kyslík; časť kyslíka sa mení na oxid uhoľnatý, ktorý zásada neabsorbuje a časť vzduchu opúšťa fľašu v dôsledku tepelnej rozťažnosti.

Pozor! Nepokúšajte sa sami opakovať tieto experimenty!

Ministerstvo školstva a vedy Ruskej federácie

"KYSLÍK"

Dokončené:

Skontrolované:

Všeobecné vlastnosti kyslíka.

KYSLÍK (lat. Oxygenium), O (čítaj „o“), chemický prvok s atómovým číslom 8, atómová hmotnosť 15,9994. V Mendelejevovej periodickej tabuľke prvkov sa kyslík nachádza v druhej perióde v skupine VIA.

Prírodný kyslík pozostáva zo zmesi troch stabilných nuklidov s hmotnostnými číslami 16 (v zmesi dominuje, obsahuje 99,759 % hm.), 17 (0,037 %) a 18 (0,204 %). Polomer neutrálneho atómu kyslíka je 0,066 nm. Konfigurácia vonkajšej elektronickej vrstvy neutrálneho neexcitovaného atómu kyslíka je 2s2р4. Energie sekvenčnej ionizácie atómu kyslíka sú 13,61819 a 35,118 eV, elektrónová afinita je 1,467 eV. Polomer iónu O 2 má rôzne koordinačné čísla od 0,121 nm (koordinačné číslo 2) do 0,128 nm (koordinačné číslo 8). V zlúčeninách vykazuje oxidačný stav –2 (valencia II) a zriedkavejšie –1 (valencia I). Podľa Paulingovej stupnice je elektronegativita kyslíka 3,5 (druhá najvyššia medzi nekovmi po fluóre).

Vo svojej voľnej forme je kyslík bezfarebný plyn bez zápachu a chuti.

Vlastnosti štruktúry molekuly O 2: atmosférický kyslík pozostáva z dvojatómových molekúl. Medziatómová vzdialenosť v molekule O2 je 0,12074 nm. Molekulárny kyslík (plynný a kvapalný) je paramagnetická látka, každá molekula O2 má 2 nepárové elektróny. Túto skutočnosť možno vysvetliť tým, že v molekule je v každom z dvoch antiväzbových orbitálov jeden nepárový elektrón.

Disociačná energia molekuly O 2 na atómy je pomerne vysoká a predstavuje 493,57 kJ/mol.

Fyzikálne a chemické vlastnosti

Fyzikálne a chemické vlastnosti: vo voľnej forme sa nachádza vo forme dvoch modifikácií O 2 („obyčajný“ kyslík) a O 3 (ozón). O 2 je bezfarebný plyn bez zápachu. Za normálnych podmienok je hustota plynného kyslíka 1,42897 kg/m3. Teplota varu kvapalného kyslíka (kvapalina je modrá) je –182,9°C. Pri teplotách od –218,7°C do –229,4°C je tuhý kyslík s kubickou mriežkou (modifikácia), pri teplotách od –229,4°C do –249,3°C je modifikácia s hexagonálnou mriežkou a pri teplotách pod –249,3 °C - kubická modifikácia. Ďalšie modifikácie pevného kyslíka sa získali pri zvýšenom tlaku a nízkych teplotách.

Pri 20 °C je rozpustnosť plynného O2: 3,1 ml na 100 ml vody, 22 ml na 100 ml etanolu, 23,1 ml na 100 ml acetónu. Existujú organické kvapaliny obsahujúce fluór (napríklad perfluórbutyltetrahydrofurán), v ktorých je rozpustnosť kyslíka oveľa vyššia.

Vysoká pevnosť chemickej väzby medzi atómami v molekule O2 vedie k tomu, že pri izbovej teplote je plynný kyslík chemicky dosť neaktívny. V prírode pomaly prechádza transformáciou počas hnilobných procesov. Okrem toho je kyslík pri izbovej teplote schopný reagovať s hemoglobínom v krvi (presnejšie s hemovým železom II), čím sa zabezpečuje prenos kyslíka z dýchacích orgánov do iných orgánov.

Kyslík reaguje s mnohými látkami bez zahrievania, napríklad s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín (zodpovedajúce oxidy ako Li20, CaO atď., peroxidy ako Na202, BaO2 atď., a superoxidy ako KO2 , vznikajú RbO 2 atď.), spôsobuje tvorbu hrdze na povrchu oceľových výrobkov. Bez zahrievania kyslík reaguje s bielym fosforom, s niektorými aldehydmi a inými organickými látkami.

Pri zahriatí, hoci aj miernom, sa chemická aktivita kyslíka prudko zvyšuje. Pri zapálení explozívne reaguje s vodíkom, metánom, inými horľavými plynmi a veľkým množstvom jednoduchých i zložitých látok. Je známe, že pri zahrievaní v kyslíkovej atmosfére alebo na vzduchu horí veľa jednoduchých a zložitých látok a vytvárajú sa rôzne oxidy, napríklad:

S+02 = S02; C + 02 = C02

4Fe + 302 = 2Fe203; 2Cu + 02 = 2CuO

4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20; 2H2S + 302 = 2H20 + 2S02

Ak sa zmes kyslíka a vodíka skladuje v sklenenej nádobe pri izbovej teplote, potom exotermická reakcia vytvára vodu

2H2+02 = 2H20 + 571 kJ

prebieha extrémne pomaly; Podľa výpočtov by sa prvé kvapky vody mali v nádobe objaviť asi za milión rokov. Keď sa však platina alebo paládium (hrajúce úlohu katalyzátora) zavedie do nádoby so zmesou týchto plynov, ako aj po zapálení, reakcia pokračuje výbuchom.

Kyslík reaguje s dusíkom N2 buď pri vysokej teplote (asi 1500-2000°C), alebo prechodom elektrického výboja cez zmes dusíka a kyslíka. Za týchto podmienok sa oxid dusnatý (II) tvorí reverzibilne:

N2 + 02 = 2NO

Výsledný NO potom reaguje s kyslíkom za vzniku hnedého plynu (oxid dusičitý):

2NO + 02 = 2N02

Z nekovov kyslík za žiadnych okolností priamo neinteraguje s halogénmi a z kovov - s ušľachtilými kovmi - striebro, zlato, platina atď.

Binárne zlúčeniny kyslíka, v ktorých je oxidačný stav atómov kyslíka -2, sa nazývajú oxidy (predtým nazývané oxidy). Príklady oxidov: oxid uhoľnatý (IV) CO 2, oxid sírový (VI) SO 3, oxid meďnatý (I) Cu 2 O, oxid hlinitý Al 2 O 3, oxid mangánu (VII) Mn 2 O 7.

Kyslík tiež vytvára zlúčeniny, v ktorých je jeho oxidačný stav -1. Ide o peroxidy (starý názov je peroxidy), napríklad peroxid vodíka H 2 O 2, peroxid bárnatý BaO 2, peroxid sodný Na 2 O 2 a iné. Tieto zlúčeniny obsahujú peroxidovú skupinu - O - O -. S aktívnymi alkalickými kovmi, napríklad draslíkom, môže kyslík vytvárať aj superoxidy, napríklad KO2 (superoxid draselný), RbO2 (superoxid rubídia). V superoxidoch je oxidačný stav kyslíka -1/2. Možno poznamenať, že superoxidové vzorce sa často píšu ako K204, Rb204 atď.

S najaktívnejším nekovovým fluórom tvorí kyslík zlúčeniny v kladnom oxidačnom stave. Takže v zlúčenine O2F2 je oxidačný stav kyslíka +1 a v zlúčenine O2F - +2. Tieto zlúčeniny nepatria medzi oxidy, ale medzi fluoridy. Fluoridy kyslíka je možné syntetizovať len nepriamo, napríklad pôsobením fluóru F2 na zriedené vodné roztoky KOH.

História objavovania

História objavu kyslíka, podobne ako dusíka, je spojená so štúdiom atmosférického vzduchu, ktoré trvalo niekoľko storočí. To, že vzduch svojou povahou nie je homogénny, ale obsahuje časti, z ktorých jedna podporuje spaľovanie a dýchanie a druhá nie, vedel už v 8. storočí čínsky alchymista Mao Hoa a neskôr v Európe Leonardo da Vinci. Anglický prírodovedec R. Hooke v roku 1665 napísal, že vzduch pozostáva z plynu obsiahnutého v dusičnanoch, ako aj z neaktívneho plynu, ktorý tvorí väčšinu vzduchu. Skutočnosť, že vzduch obsahuje prvok udržujúci život, bola známa mnohým chemikom už v 18. storočí. Švédsky lekárnik a chemik Karl Scheele začal skúmať zloženie vzduchu v roku 1768. Tri roky rozkladal ľadok (KNO 3, NaNO 3) a ďalšie látky zahrievaním a získaval „ohnivý vzduch“, ktorý podporoval dýchanie a spaľovanie. Scheele však publikoval výsledky svojich experimentov až v roku 1777 v knihe „Chemické pojednanie o vzduchu a ohni“. V roku 1774 anglický kňaz a prírodovedec J. Priestley získal plyn, ktorý podporuje spaľovanie zahrievaním „spálenej ortuti“ (oxid ortuťnatý HgO). Počas pobytu v Paríži Priestley, ktorý nevedel, že plyn, ktorý získal, je súčasťou vzduchu, oznámil svoj objav A. Lavoisierovi a ďalším vedcom. V tom čase bol objavený aj dusík. V roku 1775 Lavoisier dospel k záveru, že obyčajný vzduch pozostáva z dvoch plynov – plynu potrebného na dýchanie a podporu horenia a plynu „opačnej povahy“ – dusíka. Lavoisier nazval plyn podporujúci spaľovanie kyslík - "kyselinotvorný" (z gréckeho oxys - kyslý a gennao - rodím; odtiaľ ruský názov "kyslík"), pretože vtedy veril, že všetky kyseliny obsahujú kyslík. Už dlho je známe, že kyseliny môžu obsahovať aj kyslík, ale názov Lavoisierovho prvku zostal nezmenený. Takmer jeden a pol storočia slúžila 1/16 hmotnosti atómu kyslíka ako jednotka na vzájomné porovnávanie hmotností rôznych atómov a používala sa na číselnú charakteristiku hmotností atómov rôznych prvkov (tzv. kyslíková stupnica atómových hmotností).

Výskyt v prírode: kyslík je najbežnejším prvkom na Zemi, jeho podiel (v rôznych zlúčeninách, najmä kremičitanoch) tvorí asi 47,4 % hmotnosti pevnej zemskej kôry. Morské a sladké vody obsahujú obrovské množstvo viazaného kyslíka – 88,8 % (hmotn.), v atmosfére je obsah voľného kyslíka 20,95 % (obj.). Prvok kyslík je súčasťou viac ako 1500 zlúčenín v zemskej kôre.

Potvrdenie:

V súčasnosti sa kyslík vyrába v priemysle separáciou vzduchu pri nízkych teplotách. Najprv je vzduch stlačený kompresorom, ktorý vzduch ohrieva. Stlačený plyn sa nechá vychladnúť na teplotu miestnosti a potom sa nechá voľne expandovať. Ako sa rozťahuje, teplota plynu prudko klesá. Ochladený vzduch, ktorého teplota je o niekoľko desiatok stupňov nižšia ako teplota okolia, sa opäť stlačí na 10-15 MPa. Potom sa uvoľnené teplo opäť odstráni. Po niekoľkých cykloch kompresie a expanzie teplota klesne pod bod varu kyslíka aj dusíka. Vytvára sa kvapalný vzduch, ktorý sa potom podrobí destilácii. Bod varu kyslíka (–182,9 °C) je o viac ako 10 stupňov vyšší ako bod varu dusíka (-195,8 °C). Preto sa z kvapaliny najskôr odparí dusík a vo zvyšku sa hromadí kyslík. Vďaka pomalej (frakčnej) destilácii je možné získať čistý kyslík, v ktorom je obsah dusíkatých nečistôt menší ako 0,1 objemového percenta.