Kyslík je bezbarvý plyn bez chuti a zápachu. Jedná se o nejrozšířenější prvek na Zemi. Volně se v přírodě kyslík vyskytuje ve dvou formách. První se nazývá dikyslík \left(\mathrm{O}_{2}\right), který tvoří 21 \% vzduchu, a druhá ozon \left(\mathrm{O}_{3}\right). Hlavní význam ozonu spočívá v jeho schopnosti pohlcovat UV záření. Velké množství ozonu je shromážděné ve výšce asi 30 \mathrm{~km}, a proto se tato část atmosféry nazývá ozonová vrstva. Díky ní se většina UV záření ze Slunce nedostane k zemskému povrchu. V současnosti se však koncentrace ozonu v atmosféře snižuje, a to hlavně kvůli produkci látek, které ho rozkládají (freony, \mathrm{N}_{2} \mathrm{O}, \mathrm{NO}, \ldots). V některých částech ozonové vrstvy už klesla koncentrace které ho rozkládají (freony, \mathrm{N}_2\mathrm{O},\mathrm{NO},\ldots). V některých částech ozonové vrstvy už klesla koncentrace ozonu natolik, že se toto místo označuje jako ozonová díra.

Velká část kyslíku je také vázaná ve vodě, různých horninách a minerálech, ale i v živých organismech. Kyslík je totiž jedním z nejdůležitějších makrobiogenních prvků, bez kterého by nemohl na Zemi vzniknout život. O přesné roli kyslíku v organismech se toho více dozvíš v kapitole biochemie.

Kyslík je vysoce reaktivní a působí jako silné oxidační činidlo. S ostatními látkami za normální teploty reaguje poměrně pomalu (např. rezavění), ale se zvyšující se teplotou stoupá i rychlost reakce. Velmi prudká exotermní reakce látek s kyslíkem se nazývá hoření. To ale většinou neprobíhá jen tak samo od sebe a často tomu musíš pomoct dodáním nějaké energie.

V laboratoři si kyslík můžeš připravit hned několika způsoby.

Rozkladem peroxidu vodíku: 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2} \stackrel{\mathrm{MnO}_{2}}{\longrightarrow} 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+\mathrm{O}_{2}
Elektrolýzou vody (kyslík se vylučuje na anodě)
Tepelným rozkladem některých kyslíkatých sloučenin:

2 \mathrm{KNO}_{3} \longrightarrow 2 \mathrm{KNO}_{2}+\mathrm{O}_{2}

2 \mathrm{PbO}_{2} \longrightarrow 2 \mathrm{PbO}+2 \mathrm{O}_{2}

Průmyslově se kyslík získává frakční destilací zkapalněného vzduchu a dalšími produkty jsou dusík, argon a ostatní vzácné plyny. Takto vyrobený kyslík se uchovává v tlakových lahvích s modrým pruhem. Co se využití týče, jen těžko budeš hledat univerzálnější prvek, než je kyslík. Používá se například v medicíně pro podporu dýchání při operacích. Jako součást náplně dýchacích přístrojů slouží i potápěčům, horolezcům a pilotům. Směs kyslíku s acetylenem dosahuje při hoření teplot okolo 3000^{\circ} \mathrm{C}, a proto se používá ke sváření a řezání různých kovů. Dále se využívá při výrobě různých organických sloučenin a kapalný kyslík se přidává do raketových paliv.

A jaké tvoří sloučeniny?

Jednou z nejvýznamnějších skupin sloučenin kyslíku jsou oxidy. Jedná se o dvouprvkové sloučeniny, které kyslík tvoří s elektropozitivnějšími prvky, a má v nich tedy oxidační číslo -II. Podle toho, jak reagují s vodou, kyselinami a zásadami, se dělí do čtyř skupin.

Kyselinotvorné oxidy reagují s vodou za vzniku kyslíkatých kyselin a pokud nejsou rozpustné ve vo dě, reagují se zásadou za vzniku solí. Pomůckou pro tebe může být, že pokud znáš danou kyselinu, bude odpovídající oxid pravděpodobně kyselinotvorný (k. sírová - o. sírový, k. uhličitá - o. uhličitý).

\mathrm{SO}_3+\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longrightarrow{}{H}_2\mathrm{SO}_4\textcolor{#FFFF00}{\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:}\mathrm{CO}_2+\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longrightarrow{}{H}_2\mathrm{CO}_3

Zásadotvorné oxidy reaguji s vodou za vzniku hydroxidu, a pokud nejsou rozpustné ve vodě, reagují s kyselinou za vzniku soli. Opět platí, že pokud znáš daný hydroxid, bude odpovídající oxid pravděpodobně zásadotvorný. (h. vápenatý - o. vápenatý, h. sodný - o. sodný).

\mathrm{CaO}+\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longrightarrow{}{Ca}(\mathrm{OH})_{2\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:}\mathrm{Na}_2\mathrm{O}+\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longrightarrow2\mathrm{NaOH}

Amfoterní oxidy reagují s kyselinou i se zásadou za vzniku solí.

\mathrm{ZnO}+2\mathrm{HCl}\longrightarrow{}{ZnCl}_2+\mathrm{H}_2\mathrm{O}\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\mathrm{ZnO}+2\mathrm{NaOH}\longrightarrow{}{Na}_2\mathrm{ZnO}_2+\mathrm{H}_2\mathrm{O}

Neutrální oxidy nereagují s vodou, kyselinou ani zásadou. (např. \mathrm{CO}, \mathrm{N}_{2} \mathrm{O}, \mathrm{NO} )

Dalšími významnými sloučeninami kyslíku jsou peroxidy. Opět se jedná o dvouprvkové sloučeniny, které ale obsahuji dva atomy kyslíku spojené kovalentní vazbou. Peroxidová skupina má dohromady náboj 2-. Proto na jeden z atomů kyslíku připadá oxidační číslo -I. Kromě oxidů a peroxidů tvoří kyslík také superoxidy \left(\mathrm{O}_{2}^{-}\right) a ozonidy \left(\mathrm{O}_{3}^{-}\right). Tyto sloučeniny ale nejsou ani zdaleka tak významné.

Peroxid vodíku \textcolor{#800080}{\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2}

Peroxid vodíku je bezbarvá kapalina, která má silné oxidační účinky.

\mathrm{PbS}\textcolor{#FF0000}{^{-II}}+4\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2^{\textcolor{#008000}{-I}}\longrightarrow{}{PbS}\textcolor{#FF0000}{^{\mathrm{VI}}}\mathrm{O}_4+4\mathrm{H}_2\mathrm{O}\textcolor{#008000}{^{-II}}

V přítomnosti silnějšího oxidačního činidla se však může chovat i jako redukční činidlo.

\mathrm{Ag}_2^{\textcolor{#FF0000}{I}}\mathrm{O}+\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2^{\textcolor{#008000}{-1}}\longrightarrow{}\mathrm{Ag}\textcolor{#FF0000}{^0}+\mathrm{H}_2\mathrm{O}+\mathrm{O}_2^{\textcolor{#008000}{0}}

Jeho molekuly nejsou stálé a samovolně se rozpadají.

2\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2\longrightarrow{}\mathrm{H}_2\mathrm{O}+\mathrm{O}_2

Tento rozklad se dá zrychlit nebo zpomalit přidáním dalších látek, čehož se využívá pro přípravu kyslíku v laboratoři.

Používá se k bělení papíru, výrobě čisticích prostředků a organických sloučenin, čištění odpadních vod a také jako dezinfekce kožních ran.

Peroxidy mohou vznikat i v tvém těle. Jsou jedněmi z ROS (reactive oxygen species), kterým se někdy nešťastně říká volné radikály. Ty ve vyšších koncentracích poškozují buňky. Proto máš v krvi enzymy, které jsou schopny je ihned rozložit. Z toho důvodu peroxid v otevřené ráně tak moc šumí.