Kyslík a přehled kyslíkatých derivátů uhlovodíků

Kyslík 8O

– lat. oxygenium

Elektronová konfigurace:

↑↓

2s22p4

↑↓ ↑ ↑

Oxidační číslo: -II, -I, II

– vyskytuje se ve 3 izotopech  816O (víc než 99,7%)

 817O

 818O (velmi vzácný)

• Fyzikální vlastnosti – plynný, bezbarvý

– bez zápachu a chuti

– v kapalném a pevném stavu je světle modrý

– těžší než vzduch

– ve vodě částečně rozpustný (se zvyšující se teplotou se zvyšuje)

– patří k nejsilnějším oxidačním činidlům

• Chemické vlastnosti – slučuje se se všemi prvky kromě některých vzácných plynů (He, Ne, Ar)

– s většinou reaguje přímo kromě těžko tavitelných kovů a vzácných kovů

– atomy kyslíku jsou nestálé a slučují se s dalšími atomy kyslíku na molekuly O2 nebo s atomy jiných prvků za vzniku sloučenin

– chtějí stálejší elektronovou konfiguraci 2s22p6 následujícího vzácného plynu, což je možné

– za běžných podmínek se vyskytuje v molekulách O2, řídčeji jako ozon O3

– atomární kyslík je vysoce reaktivní, za normálních podmínek může vzniknout pouze při chemických reakcích jako meziprodukt, který okamžitě reaguje dál

• Stabilizace atomu

1. tvorba oxidového aniontu O2-

– vznik přijetím dvou elektronů

– uplatní se v oxidech vytvořených z I. a II. Askupiny (CaO, Na2O)

2. vytvoření dvou jednoduchých nebo jedné dvojné kovalentní vazby

– H2O, O2

3. vytvoření jednoduché vazby a přijetí jednoho elektronu

– např u hydroxidů v (Na+)OH– v NaOH

• Reaktivita

• atomární kyslík – vysoce reaktivní

– při chemických reakcích vzniká pouze jako meziprodukt, který okamžitě reaguje dál

• molekulární kyslík  – při běžné teplotě je to pomalé oxidační činidlo

– při vyšších teplotách se rychlost zvětšuje a uvolňuje se teplo – hoření

• Oxidace

– děj, při kterém se vlivem oxidačního činidla zvyšuje oxidační číslo prvků

– v živých organismech – kyslík se využívá k oxidaci živin (např. sacharidů), k získávání energie v podobě ATP, úplnou oxidací sacharidů vzniká CO2 a voda

– za normální teploty (dlouhodobé procesy, př. rezivění, trouchnivění dřeva)

4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 (CO2, H2O) → FeOH3 – rez

– za vyšší teploty

– rychlé reakce, čím vyšší teplota → tím více je reakce exotermická (dochází k uvolnění značného množství tepelné a světelné energie)

– hořením plynu a par vzniká plamen (hoření i u Cl, F, páry síry atd.), produkty hoření = oxidy     

2 C + O2 → 2 CO                       neúplné spálení

C + O2 → CO2                úplné spálení

org. látka + O2 → CO2 + H2O

• Výskyt

– biogenní prvek –  součást přírodních látek, bílkovin, sacharidů a jeho přítomnost je nezbytná pro živé organismy

– volný – v atmosféře ve formě O2 (21%)

  – ve formě ozónu (O3) v nejvyšších vrstvách (ochrana před UV zářením)

  – jako tzv. nascentní kyslík, který je nejreaktivnější

– vázaný – v anorganických sloučeninách (oxidy, kyslíkaté kyseliny, soli, hydroxidy)

  – v organických sloučeninách (alkoholy, fenoly, aldehydy, ketony, karboxylové kyseliny, nukleové kyseliny)

  -součástí hydrosféry, litosféry (horniny, minerály)

• Příprava

1. tepelným rozpadem některých kyslíkatých sloučenin

2HgO → O2 + 2 Hg

2 BaO2 → O2 + 2 BaO

2PbO2→O2+PbO

2KMnO4→K2MnO4+MnO2+O2

2. elektrolýzou vody 

– O se vyloučí na anodě

4OH– – 4e– → 2 H2O + O2

3. reakcí burelu s kys. sírovou

2MnO2 + 2H2SO4 → 2MnSO4 + 2H2O + O2

4. katalytickým rozkladem H2O2

2H2O2→O2+2H2O

• Výroba

– frakční destilací zkapalněného vzduchu 

– vzduch se stlačuje a ochlazuje na 200 ºC

– první se oddestilovává N pak vzácné plyny a pak O

• Použití

– náplň do dýchacích přístrojů (medicína, potápění, horolezci, astronauti)

– hutnictví – výroba železa a oceli, ke sváření a řezání kovů (kyslíkoacethylenový plamen)

– ve sklářství

– k výrobě řady látek (formaldehyd)

– kapalný slouží jako raketové palivo

  – v plynném skupenství se uchovává v ocelových tlakových lahvích s modrým pruhem

• Sloučeniny

• Oxidy – podvojné sloučeniny kyslíku s prvky s nižší elektonegativitou

  – O2 zde má ox.č. –II

  – dělení podle charakteru vazby

1. iontové

– oxidy s1,s2 prvků

– navzájem jsou vázány iontovou vazbou

– jsou netěkavé, rozpustné v H2O, a mají vysokou teplotu tání

– CaO, Na2O

2. kovalentní

– mají kovalentní vazbu a jsou buď složené z jednotlivých molekul (molekulové oxidy) nebo mají polymerní strukturu (atomové oxidy)

• molekulové – tvoří je většina nekovů s vysokou elektronegativitou

– jsou plynné, kapalné, těkavé

–  SO3,N2O5,Cl2O7,SO,NO,CO2

• atomové – tvoří je s přechodnými prvky (CuO, ZnO, Na2O) a některými nekovy (SiO2)

– nebo oxidy kovů s vyšším oxidačními čísly: CrO3,Mn2O7

  – dělení podle reakcí s vodou, hydroxidy a kyselinami

1. kyselinotvorné – molekulové oxidy a oxidy kovů s oxidačním číslem větším než V

 – s vodou se slučují na kyslíkaté kyseliny

 – reagují se zásadou za vzniku soli a vody (stejně jako kdyby reagovala kyselina místo oxidu)

CO2 +2 KOH → K2CO3 + H2O

SO3+H2O→H2SO4

2. zásadotvorné – iontové oxidy a oxidy kovů s oxidačním číslem menším než IV

  – slučují se s vodou na hydroxidy

  – ve vodě nerozpustné oxidy reagují s kyselinami za vzniku solí. (MgO)

CaO + H2O → Ca (OH)2

CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O

Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + H2O

MgO+2HCl→MgCl2+H2O

– podle kyselé složky poznáme, jaká sůl vzniká

MgO+H2SO4→MgSO4+H2O

3. amfoterní – oxidy kovů s atomovou strukturou a menšími oxidačními čísly atomů

 – reagují s kyselinami i hydroxidy za vzniku soli a vody

 – Al2O3,ZnO

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

ZnO+H2SO4→ZnSOo4+H2O

ZnSO4+2NAOH+H2O→Na2[Zn(OH)4]

4. netečné – nereagují ani s kyselinami, zásadami ani vodou

  – N2O, CO                                

• Fluoridy – jedině F má vyšší elektronegativitu než O

– kyslík bude mít ox.č. +II

– OF2 – nestálý

• Peroxidy – dvouprvkové sloučeniny obsahující dva atomy kyslíku navzájem spojené kovalentní vazbou

 – kyslík zde má ox. číslo –I

 – obsahují peroxoskupinu H – O – O – H

Ozon O3

– vzniká elektrickým výbojem z molekuly kyslíku

– vysoce reaktivní plyn modré barvy a charakteristického zápachu (bouřka)

– velmi silné oxidační činidlo – využití v org. chemii k oxidaci alkenů

– je 10x více rozpustný ve vodě než O2

– vysoko v atmosféře (stratosféra) tvoří ozonovou vrstvu – chrání planetu před UV zářením

– v blízkosti zemského povrchu přízemní troposférický ozon 

– životu nebezpečný, protože vzniká v blízkosti výfukových plynů (oxidy dusíku, těkavé org. látky v ovzduší)

– dráždí dýchací cesty, zvyšuje riziko astmatických záchvatů a je příčinou bolení očí nebo hlavy

– vysoká koncentrace výfukových plynů a přízemního ozónu = smog

– používá se pro sterilizace nástrojů, desinfekci vody, bělení celulozy (při výrobě papíru)

H2O2 (peroxid vodíku)

– bezbarvá kapalina, hustší a viskoznější než H2O

– v bezvodém stavu výbušný, dobré polární rozpouštědlo (= dobře se rozpouští ve vodě)

– je nestálý, účinkem světla či katalytickým účinkem některých látek (Pt, MnO2, krev) se rozkládá na H2O a atomový kyslík

– některé látky jeho rozklad zpomalují (močovina, KMnO4)

– jeho 3% roztok se používá jako bělidlo a desinfekce, v průmyslu a laboratořích se používá 30% roztok, který silně leptá pokožku

– vytváří dvě řady solí – peroxidy (Na2O2) a hydrogenperoxidy (NaHO2)

– chová se jako slabá kyselina, působí jako oxidační i redukční činidlo

H2O2+H2O → H3O++HO2–                           peroxid jako kyselina 

H2O2 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O         oxid. činidlo

AgI2O+H2O2 → 2Ag+H2O+O2                           red. činidlo

H2O (voda)

– nejrozšířenější látka na Zemi – pokrývá téměř ¾ povrchu Země (asi 97% – slaná voda, 2,7% – sladká voda)

– naopak ve vesmíru její přítomnost zatím nebyla jasně prokázána

– rozšířením a pohybem vody se zabývá hydrologie

– hydrosféra – část zemského povrchu, který obsahuje vodu

– většina sladké vody je zadržována v ledovcích na zemských pólech

– základní podmínkou života, který v ní (pravděpodobně) vznikl

– rozpouštědlo, ve kterém probíhají děje v organismech

– nejdůležitější surovinou při průmyslové výrobě, v elektrárnách i v potravinářství

• Fyzikální vlastnosti

– voda se běžně vyskytuje ve všech třech skupenstvích

– její bod tání a varu tvoří základní body Celsiovy stupnice

– při přechodu do pevného stavu objem vody vzrůstá o 10% a led má menší hustotu než voda

– za normálních podmínek (kapalná), mírně namodralá látka bez chuti a zápachu

– mezi molekulami vody se vytvářejí vodíkové můstky – díky nim má voda v pevném skupenství zcela pravidelné uspořádání

• Anomálie vody

– nejvyšší hustotu má voda při  4°C

– voda s touto teplotou se nachází v zimě na dně rybníků a jezer, čímž umožňuje přežít zimu rybám

– blíže k hladině má voda nižší teplotu (a nižší hustotu)

• Chemické vlastnosti

– je reaktant nebo reakční produkt, zároveň reakční prostředí při mnoha důležitých reakcích

– nejstálejší sloučenina, rozkládá se jen nepatrně na výchozí prvky, navíc až za velmi vysokých teplot

– s vysoce reaktivními alkalickými kovy a kovy alkalických zemin reaguje bouřlivě za běžné teploty, čímž vzniká vodík a příslušný hydroxid

– významné jsou acidobazické vlastnosti vody

– s kyselinotvornými oxidy reaguje za vniku kyselin, se zásadotvornými za vniku hydroxidů

– vzniká při neutralizaci i esterifikaci; při vzniku anhydridů, peptidické vazby, glykosidické vazby

– pokud molekuly vody vstupují do reakce, jedná se o hydrolýzu

• Rozpouštění látek

– rozpouštěním látek ve vodě vznikají roztoky

– rozpouštěcí schopnosti souvisí s polárním charakterem molekul vody

– molekuly s polárními vazbami se ve vodě rozpouštějí za vzniku hydratovaných iontů (obklopenými molekulami vody) – což je vlastně roztok elektrolytu

– málo polární nebo nepolární látky voda nerozpouští – jednotlivé molekuly voda obklopí, ale nerozštěpí na ionty

• Vznik vody

– prudkým (až explozivním) slučováním vodíku s kyslíkem (hoření bezbarvým plamenem)

2H2 + O2 → 2 H2O

– vedlejší produkt vedle solí při neutralizaci kyselin zásadami

HCl + NaOH → H2O + NaCl

– obsažena ve spalných plynech při hoření většiny organických látek

CH4 + 2CO2 → 2H2O + CO2

• Molekulová struktura

– molekuly vody jsou lomené

– kovalentní vazby O-H jsou silně polární, což vyplývá z vysokého rozdílu EN

– dva nevazebné elektronové páry na kyslíku a polarita vazby způsobují dipólový moment vody

– v kapalné vodě se molekuly sdružují pomocí vodíkových můstků (vodík + volný elektronový pár kyslíku z vedlejší molekuly vody), což je příčinou anomálních vlastností vody (vysoké teploty varu a tání v porovnání s ostatními hydridy)

– dobrá tepelná vodivost, velké výparné a měrné teplo, vysoké povrchové napětí

– vazby svírají úhel 105°

• Rozdělení vody

• dle přítomnosti minerálních látek

– měkká – obsahuje málo minerálních látek

– tvrdá – obsahuje více minerálních látek, z podzemních pramenů

• tvrdost vody

– přechodná tvrdost – způsobena rozpuštěným hydrogenuhličitanem vápenatým nebo hořečnatým

– odstraní se převařením vody, kdy se vzniklý nerozpustný uhličitan usadí na stěnách jako kotelní kámen (jako ve varné konvici)

Ca (HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2

Mg(HCO3)2 → MgCO3 + H2O + CO2

– trvalá tvrdost – způsobená přítomností vápenatých solí a hořečnatých solí (síranů a chloridů)

– odstraňuje se destilací nebo změkčováním – iontovou výměnou nebo použitím změkčovadel

• změkčování vody

– iontová výměna – voda přechází přes tzv. iontoměnič

 – iontoměniče jsou zrnité organické látky nerozpustné ve vodě

 – při průchodu tvrdé vody vrstvou iontoměniče se vyměňují kationty Ca2+ a Mg2+ obsažené v tvrdé vodě za sodík nebo vodík v iontoměniči

 – při tomto pochodu se tedy ionty Ca2+ a Mg2+ váží na nerozpustný iontoměnič a do vody přichází buďto kation sodný Na+ nebo vodíkový H+, které nezpůsobují tvrdost vody

– změkčovadla – pro změkčení vody se používají látky (hydroxid vápenatý, uhličitan sodný, atd.), které reagují s

 rozpuštěnými vápenatými a hořečntými solemi a převádějí je na nerozpustné

MgSO4 + Ca(OH)2 → Mg(OH)2 + CaSO4

CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4

• dle obsahu minerálních látek

– minerální – obsahuje mnoho minerálních látek

– destilovaná – zbavena minerálních látek

• dle počtu neutronů v atomovém jádře

– lehká voda – oba vodíky jsou protia, strukturní vzorec je 1H2O

– polotěžká voda – jeden vodík je protium a jeden deuterium

– těžká voda – oba vodíky jsou deuteria, strukturní vzorec je 2H2O (voda vyrobená z těžkých atomů vodíku, v přírodě se nachází zcela běžně ve směsi s normální vodou v nízké koncentraci)

– supertěžká voda zvána též tritiová voda – oba vodíky jsou tritia, strukturní vzorec je  3H2O

• dle slanosti

– slaná

– sladká

– brakická (slanější než sladká voda, ale není tak slaná jako voda mořská)

• dle užitkovosti

– pitná – musí být zdravotně nezávadná

– užitková

Kyslíkaté deriváty uhlovodíků

• Hydroxysloučeniny

– deriváty vody, v níž je jeden z vodíkových atomů nahrazen uhlovodíkovým zbytkem

– podle typu alkoholového zbytku se dělí na alkoholy (R je alkyl) a fenoly (R je aryl)

– obsahují  –OH skupinu, která jim do jisté míry propůjčuje vlastnosti vody – odštěpují proton, mají schopnost tvořit vodíkové můstky a dobrou rozpustnost ve vodě

• Ethery

– deriváty vody, v níž jsou oba vodíkové atomy nahrazeny uhlovodíkovým zbytkem

– jsou mnohem těkavější než izomerní alkoholy, protože vodíkové vazby nemohou vytvářet

– funkční skupinou je  –O–

• Karbonylové sloučeniny

– obsahují dvojvaznou karbonylovou skupinu, která je polární

– karbonylová skupina působí na vodíkové atomy na sousedním uhlíku tak, že zvyšuje jejich kyselost a tím i snadné odštěpení

– dělí se na aldehydy a ketony

        

• Karboxylové kyseliny

– obsahují jednu nebo více karboxylových skupin  –COOH

– ve vodě z ní odštěpují proton

• Heterocykly

– obsahují alespoň jeden heteroatom (jiný prvek než uhlík a vodík, který se může zapojit do cyklu)                

etylenoxid