TLEN: WŁAŚCIWOŚCI, STRUKTURA, ZAGROŻENIA, ZASTOSOWANIA - CHEMIA - 2025

Tlen jest pierwiastkiem, który jest reprezentowany przez symbol O. jest wysoce reaktywny gaz, który prowadzi grupę 16: tlenowców. Ta nazwa wynika z faktu, że siarka i tlen są obecne w prawie wszystkich minerałach.

Jego wysoka elektroujemność wyjaśnia jego wielką chciwość na elektrony, co prowadzi do łączenia się z dużą liczbą pierwiastków; W ten sposób powstaje szeroka gama tlenków mineralnych, które wzbogacają skorupę ziemską. W ten sposób pozostały tlen składa się i sprawia, że ​​atmosfera jest oddychająca.

Tlen jest często synonimem powietrza i wody, ale występuje również w skałach i minerałach. Źródło: Pxhere.

Tlen jest trzecim najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem we Wszechświecie, po wodorze i helu, a także jest głównym składnikiem skorupy ziemskiej pod względem masy. Objętość wynosi 20,8% ziemskiej atmosfery i stanowi 89% masy wody.

Zwykle ma dwie formy alotropowe: dwuatomowy tlen (O ₂ ), który jest najpowszechniejszą formą w przyrodzie, oraz ozon (O ₃ ), występujący w stratosferze. Jednak są jeszcze dwa inne (O ₄ i O ₈ ), które istnieją w fazie ciekłej lub stałej i pod ogromnym ciśnieniem.

Tlen jest stale wytwarzany w procesie fotosyntezy, prowadzonej przez fitoplankton i rośliny lądowe. Po wyprodukowaniu jest uwalniany, aby istoty żyjące mogły z niego korzystać, podczas gdy niewielka jego część rozpuszcza się w morzach, podtrzymując życie wodne.

Dlatego jest niezbędnym elementem dla istot żywych; nie tylko dlatego, że jest obecna w większości związków i cząsteczek, które je tworzą, ale także dlatego, że wpływa na wszystkie ich procesy metaboliczne.

Chociaż jego izolacja jest kontrowersyjnie przypisywana Carlowi Scheele i Josephowi Priestleyowi w 1774 r., Istnieją przesłanki, że tlen został faktycznie wyizolowany po raz pierwszy w 1608 r. Przez Michaela Sendivogiusa.

Gaz ten jest stosowany w praktyce lekarskiej w celu poprawy warunków życia pacjentów z problemami z oddychaniem. Podobnie tlen jest używany, aby umożliwić ludziom wypełnianie ich funkcji w środowiskach, w których dostęp do tlenu atmosferycznego jest ograniczony lub nie ma go wcale.

Tlen produkowany na skalę handlową jest używany głównie w przemyśle metalurgicznym do przetwarzania żelaza w stal.

Historia

Duch nitroaryczny

W 1500 roku Leonardo da Vinci na podstawie eksperymentów Filona z Bizancjum przeprowadzonych w II wieku pne. C. stwierdził, że część powietrza została zużyta podczas spalania i oddychania.

W 1608 roku Cornelius Drebble wykazał, że salpetra grzewcza (azotan srebra, KNO ₃ ) wytwarza gaz. Gaz ten, jak później będzie wiadomo, był tlenem; ale Drebble nie mógł zidentyfikować tego jako nowego przedmiotu.

Następnie, w 1668 r., Jan Majow wskazał, że część powietrza, którą nazwał „Spiritus nitroaerus”, była odpowiedzialna za pożar i że była również pochłaniana podczas oddychania i spalania substancji. Majow zauważył, że substancje nie palą się pod nieobecność spirytusu.

Majow przeprowadził spalanie antymonu i zaobserwował wzrost masy antymonu podczas jego spalania. Więc Majow doszedł do wniosku, że antymon łączy się z duchem nitroarialnym.

Odkrycie

Chociaż nie zyskał uznania społeczności naukowej, za życia ani po jego śmierci, jest prawdopodobne, że prawdziwym odkrywcą tlenu jest Michał Sandivogius (1604).

Sandivogius był szwedzkim alchemikiem, filozofem i lekarzem, który doprowadził do termicznego rozkładu azotanu potasu. Jego eksperymenty doprowadziły go do uwolnienia tlenu, który nazwał „cibus vitae”: pokarmem życia.

W latach 1771-1772 szwedzki chemik Carl W Scheele podgrzewał różne związki: azotan potasu, tlenek manganu i tlenek rtęci. Scheele zauważył, że uwolnił się z nich gaz zwiększający spalanie, który nazwał „ognistym powietrzem”.

Eksperymenty Josepha Priestly'ego

W 1774 roku angielski chemik Joseph Priestly podgrzał tlenek rtęci za pomocą dwunastocalowego szkła powiększającego, które skupiało światło słoneczne. Tlenek rtęci uwolnił gaz, który spowodował, że świeca paliła się znacznie szybciej niż normalnie.

Ponadto Priestly przetestował biologiczne działanie gazu. Aby to zrobić, umieścił mysz w zamkniętym pojemniku, który miał przetrwać przez piętnaście minut; Jednak w obecności gazu przetrwał godzinę, dłużej niż szacowano.

Priestly opublikował swoje wyniki w 1774 roku; podczas gdy Scheele zrobił to w 1775 roku. Z tego powodu odkrycie tlenu jest często przypisywane Priestly.

Tlen w powietrzu

Antoine Lavoisier, francuski chemik (1777), odkrył, że powietrze zawiera 20% tlenu i że kiedy substancja pali się, w rzeczywistości łączy się z tlenem.

Lavoisier doszedł do wniosku, że pozorny przyrost masy ciała, jakiego doświadczają substancje podczas ich spalania, był spowodowany utratą masy ciała, która występuje w powietrzu; ponieważ tlen w połączeniu z tymi substancjami, a tym samym masy reagentów, zostały zachowane.

Pozwoliło to Lavoisierowi ustanowić prawo zachowania materii. Lavoisier zasugerował nazwę tlenu, który pochodzi od formowania się kwasów „oxys” i „geny” w korzeniach. Zatem tlen oznacza „kwasotwórczy”.

Ta nazwa jest błędna, ponieważ nie wszystkie kwasy zawierają tlen; na przykład halogenki wodoru (HF, HCl, HBr i HI).

Dalton (1810) przypisał wodzie wzór chemiczny HO i dlatego masa atomowa tlenu wynosiła 8. Grupa chemików, w tym: Davy (1812) i Berzelius (1814), skorygowali podejście Daltona i doszli do wniosku, że prawidłowy wzór dla wody to H ₂ O, a masa atomowa tlenu to 16.

Fizyczne i chemiczne właściwości

Wygląd

Gaz bezbarwny, bezwonny i bez smaku; podczas gdy ozon ma ostry zapach. Tlen sprzyja spalaniu, ale sam nie jest paliwem.

Ciekły tlen. Źródło: sierżant Nika Glover, US Air Force

W postaci płynnej (górne zdjęcie) ma kolor bladoniebieski, a jego kryształy są również niebieskawe; ale mogą nabrać różowego, pomarańczowego, a nawet czerwonawego odcienia (co zostanie wyjaśnione w sekcji dotyczącej ich struktury).

Masa atomowa

15,999 jednostek.

Liczba atomowa (Z)

8.

Temperatura topnienia

-218,79 ° C.

Temperatura wrzenia

-182,962 ° C.

Gęstość

W normalnych warunkach: 1429 g / l. Tlen jest gazem gęstszym od powietrza. Ponadto jest słabym przewodnikiem ciepła i elektryczności. A w punkcie wrzenia (cieczy) gęstość wynosi 1,141 g / ml.

Potrójny punkt

54,361 K i 0,1463 kPa (14,44 atm).

Punkt krytyczny

154,581 K i 5,043 MPa (49770,54 atm).

Ciepło topnienia

0,444 kJ / mol.

Ciepło parowania

6,82 kJ / mol.

Molowa pojemność kaloryczna

29,378 J / (mol · K).

Ciśnienie pary

W temperaturze 90 K ma prężność pary 986,92 atm.

Stany utleniania

-2, -1, +1, +2. Najważniejszym stopniem utlenienia jest -2 (O ^2- ).

Elektroujemność

3,44 w skali Paulinga

Energia jonizacji

Pierwsza: 1313,9 kJ / mol.

Po drugie: 3 388,3 kJ / mol.

Po trzecie: 5300,5 kJ / mol.

Porządek magnetyczny

Paramagnetyczny.

Rozpuszczalność w wodzie

Rozpuszczalność tlenu w wodzie spada wraz ze wzrostem temperatury. Na przykład: 14,6 ml tlenu / l wody rozpuszcza się w 0 ºC, a 7,6 ml tlenu / l wody w 20 ºC. Rozpuszczalność tlenu w wodzie pitnej jest wyższa niż w wodzie morskiej.

W temperaturze 25 ºC i przy ciśnieniu 101,3 kPa woda pitna może zawierać 6,04 ml tlenu / l wody; podczas gdy woda morska to tylko 4,95 ml tlenu / l wody.

Reaktywność

Tlen to wysoce reaktywny gaz, który reaguje bezpośrednio z prawie wszystkimi pierwiastkami w temperaturze pokojowej i wysokich temperaturach; z wyjątkiem metali o wyższych potencjałach redukcyjnych niż miedź.

Może również reagować ze związkami, utleniając obecne w nich pierwiastki. Tak dzieje się, gdy reaguje z glukozą, na przykład, wytwarzając wodę i dwutlenek węgla; lub gdy pali się drewno lub węglowodór.

Tlen może przyjmować elektrony poprzez całkowite lub częściowe przeniesienie i dlatego jest uważany za środek utleniający.

Najbardziej powszechny stopień lub stan utlenienia tlenu wynosi -2. Przy takim stopniu utlenienia występuje w wodzie (H ₂ O), dwutlenku siarki (SO ₂ ) i dwutlenku węgla (CO ₂ ).

Również w związkach organicznych, takich jak aldehydy, alkohole, kwasy karboksylowe; zwykłe kwasy, takie jak H ₂ SO ₄ , H ₂ CO ₃ , HNO ₃ ; i jego pochodne sole: Na ₂ SO ₄ , Na ₂ CO ₃ lub KNO ₃ . We wszystkich z nich można założyć istnienie O ^2- (co nie jest prawdą w przypadku związków organicznych).

Tlenki

Tlen występuje jako O ^2- w strukturach krystalicznych tlenków metali.

Z drugiej strony, w metalicznych ponadtlenkach, takich jak nadtlenek potasu (KO ₂ ), tlen występuje jako jon O ₂ ^- . Podczas gdy w nadtlenkach metali, powiedzmy nadtlenku baru (BaO ₂ ), tlen pojawia się jako jon O ₂ ^2- (Ba ²⁺ O ₂ ^2- ).

Izotopy

Tlen ma trzy stabilne izotopy: ¹⁶ O, przy zawartości 99,76%; ¹⁷ O, 0,04%; i ¹⁸ O, z 0,20%. Zauważ, że ¹⁶ O jest zdecydowanie najbardziej stabilnym i rozpowszechnionym izotopem.

Struktura i konfiguracja elektroniczna

Cząsteczka tlenu i jej interakcje

Dwuatomowa cząsteczka tlenu. Źródło: Claudio Pistilli

Tlen w stanie podstawowym to atom o konfiguracji elektronicznej:

² s ^{2 2} p ⁴

Zgodnie z teorią wiązań walencyjnych (TEV), dwa atomy tlenu są związane kowalencyjnie, tak że oba oddzielnie uzupełniają swój oktet walencyjny; oprócz tego, że jest w stanie sparować dwa samotne elektrony z orbitali 2p.

W ten sposób pojawia się dwuatomowa cząsteczka tlenu O ₂ (górny obraz), która ma wiązanie podwójne (O = O). Jego stabilność energetyczna jest taka, że ​​tlen nigdy nie występuje jako pojedyncze atomy w fazie gazowej, ale jako cząsteczki.

Ponieważ O ₂ jest homojądrowy, liniowy i symetryczny, brakuje mu stałego momentu dipolowego; dlatego ich interakcje międzycząsteczkowe zależą od ich masy cząsteczkowej i londyńskich sił rozpraszających. Siły te są stosunkowo słabe dla tlenu, co wyjaśnia, dlaczego w warunkach ziemskich jest gazem.

Jednak gdy temperatura spada lub wzrasta ciśnienie, cząsteczki O ₂ są zmuszane do koalescencji; do tego stopnia, że ​​ich interakcje stają się znaczące i pozwalają na tworzenie ciekłego lub stałego tlenu. Aby spróbować zrozumieć je molekularnie, nie można tracić z oczu O ₂ jako jednostki strukturalnej.

Ozon

Tlen może przyjąć inne, znacznie stabilne struktury molekularne; to znaczy, występuje w naturze (lub w laboratorium) w różnych formach alotropowych. Na przykład ozon (dolne zdjęcie), O ₃ , jest drugim najbardziej znanym alotropem tlenu.

Struktura hybrydy rezonansowej reprezentowana przez model kuli i pręta dla cząsteczki ozonu. Źródło: Ben Mills za pośrednictwem Wikipedii.

Znowu TEV podtrzymuje, wyjaśnia i pokazuje, że w O ₃ muszą istnieć struktury rezonansowe, które stabilizują dodatni ładunek formalny tlenu w środku (czerwone linie przerywane); podczas gdy tlenki na końcach bumerangu rozkładają ładunek ujemny, dzięki czemu całkowity ładunek dla ozonu jest neutralny.

W ten sposób wiązania nie są pojedyncze, ale nie są też podwójne. Przykłady hybryd rezonansowych są bardzo powszechne w wielu nieorganicznych cząsteczkach lub jonach.

O ₂ i O ₃ , ponieważ ich struktury molekularne są różne, to samo dzieje się z ich właściwościami fizycznymi i chemicznymi, fazami ciekłymi lub kryształami (nawet jeśli oba składają się z atomów tlenu). Uważają, że prawdopodobna jest synteza cyklicznego ozonu na dużą skalę, której struktura przypomina czerwonawy, natleniony trójkąt.

Tutaj kończą się „normalne alotropy” tlenu. Należy jednak wziąć pod uwagę dwie inne: O ₄ i O ₈ , znalezione lub zaproponowane odpowiednio w ciekłym i stałym tlenie.

Ciekły tlen

Gazowy tlen jest bezbarwny, ale gdy temperatura spadnie do -183 ºC, skrapla się do postaci bladoniebieskiej cieczy (podobnej do jasnoniebieskiej). Interakcje między cząsteczkami O ₂ są teraz takie, że nawet ich elektrony mogą absorbować fotony w czerwonym obszarze widma widzialnego, aby odzwierciedlić ich charakterystyczny niebieski kolor.

Jednakże wysunięto teorię, że w tej cieczy znajduje się więcej niż proste cząsteczki O ₂ , ale także cząsteczka O ₄ (dolny obraz). Wygląda na to, że ozon został „zablokowany” przez inny atom tlenu, który w jakiś sposób przyczynia się do opisanego właśnie dodatniego ładunku formalnego.

Proponowana struktura modelowa z kulkami i prętami dla cząsteczki tetratlenu. Źródło: Benjah-bmm27

Problemem jest to, że zgodnie z obliczeniowych i Molecular Simulations, przy czym struktura O ₄ nie jest dokładnie stabilne; jednak przewidują, że istnieją jako jednostki (O ₂ ) ₂ , to znaczy, że dwie cząsteczki O ₂ są tak blisko, że tworzą rodzaj nieregularnej struktury (atomy O nie są ustawione naprzeciw siebie).

Stały tlen

Gdy temperatura spadnie do -218,79 ºC, tlen krystalizuje w prostej strukturze sześciennej (faza γ). W miarę dalszego spadku temperatury kryształ sześcienny przechodzi przejścia do fazy β (romboedrycznej i -229,35 ° C) i α (jednoskośnej i -249,35 ° C).

Wszystkie te krystaliczne fazy stałego tlenu występują pod ciśnieniem otoczenia (1 atm). Gdy ciśnienie wzrośnie do 9 GPa (~ 9000 atm), pojawia się faza δ, której kryształy są pomarańczowe. Jeśli ciśnienie nadal rośnie do 10 GPa, pojawia się stały czerwony tlen lub faza ε (ponownie jednoskośna).

Faza ε jest szczególna, ponieważ ciśnienie jest tak ogromne, że cząsteczki O ₂ nie tylko układają się w jednostki O ₄ , ale także O ₈ :

Modeluj strukturę z kulkami i prętami dla cząsteczki okta-tlenu. Źródło: Benjah-bmm27

Zauważ, że ten O ₈ składa się z dwóch jednostek O ₄ , w których można zobaczyć nieregularną ramkę już wyjaśnioną. Podobnie, ważne jest, aby traktować go jako cztery O ₂ ustawione blisko siebie i w pozycjach pionowych. Jednak ich stabilność pod tym ciśnieniem jest taka, że ​​O ₄ i O ₈ są dwoma dodatkowymi alotropami dla tlenu.

I wreszcie mamy fazę ζ, metaliczną (przy ciśnieniach większych niż 96 GPa), w której ciśnienie powoduje rozproszenie elektronów w krysztale; tak jak to się dzieje z metalami.

Gdzie znaleźć i produkcja

Minerały

Tlen jest trzecim pod względem masy pierwiastkiem we Wszechświecie, po wodorze i helu. Jest to pierwiastek występujący najczęściej w skorupie ziemskiej, stanowiący około 50% jej masy. Występuje głównie w połączeniu z krzemem w postaci tlenku krzemu (SiO ₂ ).

Tlen znajduje się w niezliczonych minerałach, takich jak: kwarc, talk, skalenie, hematyt, cuprit, brucyt, malachit, limonit itp. Podobnie znajduje się jako część wielu związków, takich jak węglany, fosforany, siarczany, azotany itp.

Powietrze

Tlen stanowi 20,8% objętości powietrza atmosferycznego. W troposferze występuje przede wszystkim jako dwuatomowa cząsteczka tlenu. Znajdując się w stratosferze, warstwie gazowej między 15 a 50 km od powierzchni Ziemi, występuje jako ozon.

Ozon jest wytwarzany przez wyładowanie elektryczne na cząsteczce O ₂ . Ten alotrop tlenu pochłania światło ultrafioletowe promieniowania słonecznego, blokując jego szkodliwe działanie na ludzi, co w skrajnych przypadkach wiąże się z pojawieniem się czerniaków.

Woda słodka i słona

Tlen jest głównym składnikiem wody morskiej i słodkiej z jezior, rzek i wód gruntowych. Tlen jest częścią wzoru chemicznego wody, stanowiąc 89% jej masy.

Z drugiej strony, chociaż rozpuszczalność tlenu w wodzie jest stosunkowo niska, to ilość rozpuszczonego w nim tlenu jest niezbędna dla organizmów wodnych, w tym wielu gatunków zwierząt i glonów.

Żyjące istoty

Człowiek składa się w około 60% z wody i jednocześnie jest bogaty w tlen. Ale dodatkowo tlen jest składnikiem wielu niezbędnych do życia związków, takich jak fosforany, węglany, kwasy karboksylowe, ketony itp.

Tlen jest również obecny w polisacharydach, lipidach, białkach i kwasach nukleinowych; to znaczy tak zwane makrocząsteczki biologiczne.

Wchodzi także w skład szkodliwych odpadów pochodzących z działalności człowieka, na przykład: tlenku i dwutlenku węgla, a także dwutlenku siarki.

Produkcja biologiczna

Rośliny są odpowiedzialne za wzbogacanie powietrza w tlen w zamian za wydychany przez nas dwutlenek węgla. Źródło: Pexels.

Tlen jest wytwarzany podczas fotosyntezy, procesu, w którym fitoplankton morski i rośliny lądowe wykorzystują energię świetlną do reakcji dwutlenku węgla z wodą, tworząc glukozę i uwalniając tlen.

Szacuje się, że ponad 55% tlenu wytwarzanego w procesie fotosyntezy pochodzi z działania fitoplanktonu morskiego. Dlatego stanowi główne źródło wytwarzania tlenu na Ziemi i jest odpowiedzialne za utrzymanie na niej życia.

Produkcja przemysłowa

Skraplanie powietrza

Główną metodą wytwarzania tlenu w postaci przemysłowej jest metoda stworzona w 1895 roku niezależnie przez Karla Paula Gottfrieda Von Linde i Williama Hamsona. Ta metoda jest nadal używana z pewnymi modyfikacjami.

Proces rozpoczyna się od sprężenia powietrza w celu skroplenia pary wodnej, a tym samym jej wyeliminowania. Następnie powietrze jest przesiewane przez mieszaninę zeolitu i żelu krzemionkowego w celu usunięcia dwutlenku węgla, ciężkich węglowodorów i reszty wody.

Następnie składniki ciekłego powietrza są oddzielane na drodze destylacji frakcjonowanej, osiągając oddzielenie zawartych w nim gazów według ich różnych temperatur wrzenia. Tą metodą można uzyskać tlen o czystości 99%.

Elektroliza wody

Tlen jest wytwarzany w wyniku elektrolizy wysoko oczyszczonej wody o przewodności elektrycznej nieprzekraczającej 1 µS / cm. Woda jest rozdzielana przez elektrolizę na jej składniki. Wodór jako kation przemieszcza się w kierunku katody (-); podczas gdy tlen przemieszcza się w kierunku anody (+).

Elektrody mają specjalną konstrukcję do zbierania gazów, a następnie do ich skraplania.

Rozkład termiczny

Rozkład termiczny takich związków, jak tlenek rtęci i salpetre (azotan potasu) uwalnia tlen, który można zebrać do użytku. W tym celu stosuje się również nadtlenki.

Rola biologiczna

Tlen jest wytwarzany przez fitoplankton i rośliny lądowe w procesie fotosyntezy. Przenika przez ścianę płuc i we krwi jest wychwytywana przez hemoglobinę, która transportuje ją do różnych narządów, aby później zostać wykorzystana w metabolizmie komórkowym.

W tym procesie tlen jest wykorzystywany podczas metabolizmu węglowodanów, kwasów tłuszczowych i aminokwasów, aby ostatecznie wyprodukować dwutlenek węgla i energię.

Oddychanie można opisać w następujący sposób:

C ₆ H ₁₂ O ₆ + O ₂ => CO ₂ + H ₂ O + Energia

Glukoza jest metabolizowana w szeregu kolejnych procesów chemicznych, w tym w glikolizie, cyklu Krebsa, łańcuchu transportu elektronów i fosforylacji oksydacyjnej. Ta seria zdarzeń wytwarza energię, która gromadzi się jako ATP (trifosforan adenozyny).

ATP jest używany w różnych procesach w komórkach, w tym w transporcie jonów i innych substancji przez błonę plazmatyczną; jelitowe wchłanianie substancji; skurcz różnych komórek mięśniowych; metabolizm różnych cząsteczek itp.

Leukocyty i makrofagi polimorfojądrowe to komórki fagocytarne zdolne do wykorzystywania tlenu do produkcji jonów ponadtlenkowych, nadtlenku wodoru i tlenu singletowego, które są używane do niszczenia mikroorganizmów.

Ryzyka

Wdychanie tlenu pod wysokim ciśnieniem może powodować nudności, zawroty głowy, skurcze mięśni, utratę wzroku, drgawki i utratę przytomności. Ponadto oddychanie czystym tlenem przez dłuższy czas powoduje podrażnienie płuc objawiające się kaszlem i dusznością.

Może również być przyczyną powstania obrzęku płuc: bardzo poważnego stanu, który ogranicza czynność oddechową.

Atmosfera o wysokim stężeniu tlenu może być niebezpieczna, ponieważ sprzyja rozwojowi pożarów i wybuchów.

Aplikacje

Lekarze

Tlen podaje się pacjentom z niewydolnością oddechową; tak jest w przypadku pacjentów z zapaleniem płuc, obrzękiem płuc lub rozedmą. Nie mogliby oddychać tlenem z otoczenia, ponieważ byliby poważnie dotknięci.

Pacjenci z niewydolnością serca z nagromadzeniem płynu w pęcherzykach płucnych również powinni być zaopatrzeni w tlen; jak również pacjenci, którzy przeszli ciężki udar mózgowo-naczyniowy (CVA).

Potrzeba zawodowa

Strażacy walczący z pożarem w środowisku o niewystarczającej wentylacji wymagają stosowania masek i butli z tlenem, które pozwolą im wykonywać swoje funkcje bez narażania życia.

Okręty podwodne są wyposażone w sprzęt do produkcji tlenu, który umożliwia żeglarzom przebywanie w zamkniętym środowisku i bez dostępu do powietrza atmosferycznego.

Nurkowie wykonują swoją pracę zanurzeni w wodzie, a tym samym odizolowani od powietrza atmosferycznego. Oddychają tlenem pompowanym rurkami podłączonymi do skafandra lub za pomocą butli przymocowanych do ciała nurka.

Astronauci wykonują swoje działania w środowiskach wyposażonych w generatory tlenu, które pozwalają na przetrwanie podczas podróży kosmicznych i na stacji kosmicznej.

Przemysłowy

Ponad 50% tlenu produkowanego przemysłowo jest zużywane podczas przemiany żelaza w stal. Do stopionego żelaza wtryskuje się strumień tlenu w celu usunięcia zawartej w nim siarki i węgla; reagują, wytwarzając odpowiednio gazy SO ₂ i CO ₂ .

Acetylen jest używany w połączeniu z tlenem do cięcia blach, a także do produkcji ich lutu. Tlen jest również używany do produkcji szkła, zwiększając spalanie podczas wypalania szkła, aby poprawić jego przezroczystość.

Spektrofotometria absorpcji atomowej

Połączenie acetylenu i tlenu jest używane do spalania próbek różnego pochodzenia w spektrofotometrze absorpcji atomowej.

Podczas procedury wiązka światła z lampy pada na płomień, co jest charakterystyczne dla elementu, który ma być oznaczany ilościowo. Płomień pochłania światło z lampy, umożliwiając określenie ilościowe pierwiastka.

Bibliografia

1. Shiver & Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna. (Czwarta edycja). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Tlen. Odzyskane z: en.wikipedia.org
3. Richard Van Noorden. (13 września 2006). Tylko ładna faza? Stały czerwony tlen: bezużyteczny, ale zachwycający. Odzyskany z: nature.com
4. AzoNano. (4 grudnia 2006). Struktura kryształu e-fazy stałego tlenu określona wraz z odkryciem klastra czerwonego tlenu O8. Odzyskany z: azonano.com
5. Narodowe Centrum Informacji Biotechnologicznej. (2019). Cząsteczka tlenu. Baza danych PubChem. CID = 977. Odzyskany z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Dr Doug Stewart. (2019). Fakty dotyczące pierwiastków tlenu. Chemicool. Źródło: chemicool.com
7. Robert C. Brasted. (9 lipca 2019). Tlen: pierwiastek chemiczny. Encyclopædia Britannica. Odzyskany z: britannica.com
8. Wiki Kids. (2019). Rodzina tlenu: właściwości pierwiastków VIA. Odzyskane z: Simply.science
9. Advameg, Inc. (2019). Tlen. Odzyskany z: madehow.com
10. Lenntech BV (2019). Układ okresowy: tlen. Odzyskany z: lenntech.com
11. Departament Zdrowia i Senior Services stanu New Jersey. (2007). Tlen: arkusz informacyjny dotyczący substancji niebezpiecznych. . Odzyskany z: nj.gov
12. Yamel Mattarollo. (26 sierpnia 2015). Przemysłowe zastosowania tlenu przemysłowego. Odzyskany z: altecdust.com