Strona korzysta z plików cookies w celu realizacji usług i zgodnie z polityką plików cookies.
Możesz określić warunki przechowywania lub dostępu do plików cookies w Twojej przeglądarce.

Tlen

Wstęp

Tlen jest pierwiastkiem chemicznym  liczbie atomowej 8, zlokalizowanym w 16 (VIA) grupie układu okresowego (grupa tlenowców). Tlen posiada sześć elektronów walencyjnych i konfigurację s2p4. Tlen nie przyjmuje nigdy wartości wyższej od +2, a jego normalnym stopniem utlenienia jest -2. Tlen stojący na czele tlenowców, różni się od pozostałych pierwiastków tej grupy, przede wszystkim wyższą elektroujemnością i łatwością przyjmowania elektronów. Jest to spowodowane bliską odległością powłoki walencyjnej od jądra, a także obecnością dwóch niesparowanych elektronów.

Symbol O
Nazwa w jęz. angielskim oxygen
Nazwa w jęz. łacińskim oxygenium
Stan skupienia gaz
Charakter chemiczny niemetal
Liczba atomowa 8
Masa atomowa [u] 15,9994
Numer grupy, okres, blok energetyczny 16 (VIA), 2, p
Wartościowość II
Konfiguracja elektronowa uproszczona [He]2s22p4
Elektroujemność wg Paulinga 3,5
Temperatura topnienia [oC] -218,9
Temperatura wrzenia [oC]
-182,96
Gęstość  [g/cm3] 0,001429

Odkrycie

Badania przeprowadzone przez polskiego historyka chemii Romana Bugaja wykazały, że najprawdopodobniej pierwszym odkrywcą tlenu był Michał Sędziwój. W 1598 r. otrzymał tlen w wyniku termicznego rozkładu azotanu potasu:

\(2KNO_3 \rightarrow 2KNO_2 + O_2 ↑\)

Następnie w latach 1770 - 1774 r. odkryty przez Josepha Priestleya i niezależnie przez Carla Sheelego. Ciekły tlen jako pierwsi otrzymali w 1883 r. profesorowie Uniwersytetu Jagiellońskiego (Karol Olszewski i Zygmunt Wróblewski). W 1775 r. nazwę tlenu oxygenium nadał Antoine Lavoisier, który badał składniki powietrza.

Występowanie w przyrodzie


Tlen zajmuje pierwsze miejsce w kolejności rozpowszechnienia, jego zawartość w warstawach kuli ziemskiej wynosi ok. 48% wag. tlenu związanego głównie w postaci krzemianów i dwutlenku krzemu. W stanie związanym występuje w: wodach morskich, piasku, skałach, większości minerałów, organizmach żywych.  Stanowi on ok. 89% wag. wód tworzących morza, oceany i inne zbiorniki wodne. Tlen jest składnikiem wszystkich organizmów żywych, gdyż wchodzi w skład białek i kwasów nukleinowych, także cukrów, lipidów itd. Za wyjątkiem niektórych mikroorganizmów większość organizmów żywych wykorzystuje tlen gazowy w swym metabolizmie, który polega na utlenianiu związków organicznych. Przenośnikami tlenu są w większości organizmów zwierzęcych związki żelaza (hemoglobina, mioglobina), a także rzadko związki miedzi (hemocyjanina) lub wanadu (hemowanadyna).  W organizmie człowieka znajduje się ok. 44 kg tlenu.
W stanie wolnym występuje w atmosferze stanowiąc 20,9% obj. powietrza. Tlen w przyrodzie występuje w dwóch odmian alotropowych: zwykłego tlenu o cząsteczkach dwuatomowych O2(ditlen) oraz ozonu o cząsteczkach trójatomowych O3 (tritlen). Ozon powstaje w naturalny sposób w atmosferze pod wpływem promieniowania nadfioletowego słońca (reakcja fotochemiczna) oraz na skutek wyładowań elektrycznych (reakcja bioelektryczna). Stężenie ozonu w dolnych warstwach atmosfery jest bardzo małe, jednak znacznie wzrasta na wysokości pomiędzy 10 a 45 km.  Ozon pochłania część promieniowania nadfioletowego słońca, dzięki czemu chroni życie na Ziemi od szkodliwych skutków nadmiaru tego światła.

Otrzymywanie

Materiałem wyjściowym do otrzymywania tlenu na skalę przemysłową jest powietrze i woda. Metoda otrzymywania tlenu z powietrza polega na skropleniu powietrza na ciecz o temperaturze ok. -192oC i rozdzieleniu jej głównych składników (azotu i tlenu) poprzez destylację frakcyjną.  Uzyskany w ten sposób tlen zawiera ok. 3 % argonu. W wyniku elektrolizy wody można uzyskać czysty tlen, jednak jest to metoda bardzo kosztowna. Małe ilości tlenu w warunkach laboratoryjnych można otrzymać przez rozkład termiczny: nadmanganianu potasu (KMNO4), chloranu potasowego (KClO3) do którego dodaje się jako katalizator czysty MnO2.

Właściwości fizyczne i chemiczne

W temp. pokojowej tlen jest bezbarwnym gazem, bez smaku i zapachu. Trudno rozpuszcza się w wodzie (0,03 obj. w 1 obj. wody w temp. 20oC).
Tlen jest pierwiastkiem bardzo aktywnym chemicznie, tworzy związki niemal ze wszystkimi pierwiastkami, a także z wieloma związkami organicznymi i nieorganicznymi. Spalanie różnych substancji polega na łączeniu się ich z tlenem, czemu towarzyszy wydzielenie znacznych ilości ciepła. Spalanie rozpoczyna się po ogrzaniu reagentów do temperatury zwanej temperaturą zapłonu.

Zwiększoną aktywność chemiczną w porównaniu ze zwykłym tlenem wykazuje ozon, który jest energicznym środkiem utleniającym. Ozon już w temp. pokojowej utlenia srebro, które pokrywa się czarnym nalotem tlenku, rtęć do HgO, czarny siarczek ołowiu PbS do białego siarczanu (VI) ołowiu (PbSO4) oraz wydziela jod z roztworu jodku potasu  (KI). Pod działaniem ozonu intensywnie utlenia się kauczuk.

Zastosowanie

Tlen znalazł zastosowanie w hutnictwie w procesach wytopu (świeżenia) stali, w przemyśle chemicznym np. do otrzymywania H2SO4, HNO3. W metalurgii palniki wodoro-tlenowe, acetyleno-tlenowe służą do cięcia metali i spawania. Spalanie paliw jest źródłem energii w wielu gałęziach przemysłu i w gospodarstwach domowych. W medycynie czysty tlen jest lekiem stsowanym podczas problemów z oddychaniem (aparaty tlenowe).
Ozon dzięki właściwością bakteriotwórczym służy od dezynfekcji wody pitnej i powietrza w szpitalach, jak również odtruwania ścieków przemysłowych.

Izotopy

Tlen w przyrodzie występuje w postaci trzech trwałych izotopów: 16O (99,762%), 17O (0,038%) i 18O (0,200%). Spośród sztucznych izotopów promieniotwórczych ważny jest 15O (T1/2 = 123,95 s), a pozostałe 14O i 19O są bardzo krótkotrwałe.

Związki tlenu

Związki tlenu z wodorem

Tlen łączy się z wodorem tworząc wodę H2O, która jest najbardziej rozpowszechnionym połączeniem chemicznym w przyrodzie. W postaci mórz i oceanów pokrywa 3/4 powierzchni kuli ziemskie, tworzy jeziora, rzeki a także zbiera się w formie wód gruntowych. W atmosferze znajduje się w postaci pary wodnej, mgły i kropel deszczu. Wiele minerałów (np. gips) zawiera wodę związaną w postaci wody krystalizacyjnej. Odgrywa bardzo ważną rolę jako składnik organizmów żywych (organizmy zwierzęce zawierają ponad 70% wody, a niektóre rośliny ponad 90%).
W warunkach laboratoryjnych wodę oczyszcza się za pomocą destylacji. Aby otrzymać wodę o najwyższej czystości zabieg przeprowadza się w aparaturze kwarcowej, platynowej lub srebrnej. Stosuje się również podwójną destylację wody w atmosferze pozbawionej CO2. Inna laboratoryjna metoda oczyszczania wody polega na przepuszczaniu jej przez warstwę wymieniaczy jonowych, kationitu i anionitu.
W temperaturze pokojowej woda jest bezbarwną cieczą, jej temperatura topnienia wody wynosi 0oC, a wrzenia 100oC. Silna polaryzacja wiązania w cząsteczce wody powoduje, że pomiędzy cząsteczkami wody mogą łatwo powstawać wiązania wodorowe. Przez wiązania wodorowe lód uzyskuje specyficzną luźną strukturę sieci przestrzennej (każdy atom tlenu tworzy cztery wiązania wodorowe). Podczas ogrzewania lodu do temp. bliskich temp. topnienia następuje zrywanie wiązań wodorowych, a w temp. 0oC liczba zerwanych wiązań jest tak duża, że lód przemienia się w ciecz. Gęstość wody osiąga maksimum w temp. 4oC.

Innym przykładem połączenia tlenu z wodorem (H2Xn) jest nadtlenek wodoru H2O2. Nadtlenek wodoru w temp. pokojowej jest nietrwałym związkiem. Jest to silny środek utleniający, wydziela jod z zakwaszonych roztwór jodku potasu KI, utlenia liczne barwniki organiczne. W niektórych przypadkach H2O2 wykazuje właściwości redukujące, które objawiają się w obecności niektórych substancji silnie utleniających np. nadmanagnianu potasu KMnO4 w roztworze kwaśnym, dwutlenku ołowiu PbO2 lub tlenku rtęci w środowisku alkalicznym. Nadtlenek wodoru w postaci 3% roztworu (woda utleniona) znalazł zastosowanie w medynie jako środek dezynfekcyjny do odkażania ran. Używa się go również do wybielania włosów, wełny, bawełny itp. Stężone roztwory H2O2 powyżej 80% stosowane są w technice rakietowej oraz do napędu torped.

Związki tlenu z fluorowcami, siarką, selenem i tellurem

Tlen tworzy z fluorem tworzy tlenki fluoru: F2O2, F2O, z chlorem tlenki chloru Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, z bromem tlenki bromu: Br2O, BrO2, BrO3 oraz z jodem I2O4, I4O9, I2O9.
Z siarką tlen tworzy następujące tlenki: S2O, SO2, SO3, SO4. Dwutlenek siarki SO2 w warunkach normalnych jest gazem o charakterystycznym drażniącym zapachu. Łatwo skrapla się na bezbarwną ciecz wrzącą w temp. -10,02oC i krzepnącą w temp. -75,5oC. Ciekły SO2 jest dobrym rozpuszczalnikiem dla wielu substancji organicznych i nieorganicznych. Dwutlenek siarki rozpuszcza się w wodzie tworząc kawas siarkowy H2SO3. Trójtlenek siarki SO3 w warunkach pokojowych jest bezbarwną, lotną cieczą.  Wytwarzany jako produkt przejściowy przy otrzymywaniu kwasu siarkowego.
Z tellurem i selenem tlen tworzy następujące tlenki: TeO, TeO2, TeO3 oraz SeO2, SeO3. Z czego najtrwalsze to dwutlenek selenu SeO2 i dwutlenek telluru TeO2, będące białymi ciałami stałymi, w czasie ogrzewani ulegają sublimacji. TeO2 jest bardzo słabo rozpuszczalny w czystej wodzie, natomiast rozpuszcza się w alkaliach z wytworzeniem tellurynów. SeO2 tworzy z wodą kwas selenawy, który daje się wydzielić w postaci krystalicznej. Tlenki SeO2 i TeO2 wykazują bardzo słabe właściwości zasadowe, z mocnymi kwasami tworzą sole zasadowe.