Przeczytaj

Wszelkie rozważania dotyczące właściwości tlenu, wynikających z jego konfiguracji elektronowej, należy rozpocząć od dokładnego jej zapisu.

Na podstawie analizy układu okresowego można stwierdzić, że tlen „leży” w jego 2. okresie i 16. grupie, a jego liczba atomowa wynosi 8. Co z tego wynika?

Drugi okres → atom ma „do dyspozycji” dwie powłoki elektronowe K (n = 1) oraz L (n = 2), złożone odpowiednio z podpowłok 1s (K) oraz 2s i 2p (L) (n – główna liczba kwantowa).
Liczba atomowa Z = 8 → atom „posiada” łącznie osiem elektronów.
16. grupa → 6 elektronów znajduje się na powłoce walencyjnejpowłoka walencyjnapowłoce walencyjnej.

Uwzględniając wszystkie powyższe informacje, konfigurację elektronową atomu tlenu w stanie podstawowym można przedstawić na diagramie energetycznym, stosując odpowiednie reguły obsadzania orbitali elektronami, czyli „zabudowy” powłok i podpowłok (reguła Hundareguła Hundareguła Hunda, zakaz Pauliegozakaz Pauliegozakaz Pauliego).

R1U53BcPFdu4m

Ilustracja przedstawia zapis klatkowy konfiguracji elektronowej. Po lewej stronie jest strzałka w górę opisana E. W kwadracie opisanym 1s są dwie strzałki leżące równoległe, jedna skierowana w górę, druga w dół obok podpis: powłoka rdzenia. Powyżej znajduje się kwadrat 2s, w którym są dwie strzałki leżące równoległe, jedna skierowana w górę, druga w dół. Powyżej jest prostokąt podzielony na trzy kwadraty opisany 2p. W pierwszym kwadracie: 2pxsą dwie strzałki leżące równoległe, jedna skierowana w górę, druga w dół, w drugim 2pyjedna strzałka skierowana w górę, w trzecim 2pzjedna strzałka skierowana w górę. Obok jest opis: powłoka walencyjna. — Diagram energetyczny przedstawiający konfigurację elektronową tlenu
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Ciekawostka

Różnice w energiach orbitali, obliczonych w wyniku najprostszych obliczeń kwantowo‑mechanicznych, wynoszą odpowiednio: ok. 18,7 eV pomiędzy 1s i 2s oraz 0,75 eV pomiędzy 2s i 2p (1 eV ≈ 96,5 $\frac{kJ}{mol}$ ). Można zatem zauważyć olbrzymią lukę energetyczną pomiędzy elektronami rdzenia atomu a elektronami powłoki walencyjnej.

Polecenie 1

Przedstaw konfigurację elektronową atomu tlenu w stanie podstawowym, stosując zapis pełny podpowłokowy, zapis graficzny („klatkowy”) oraz podpowłokowy skrócony z wykorzystaniem rdzenia gazu szlachetnego.

RJgkwlckCmF2f

Opisz konfigurację elektronową atomu tlenu w stanie podstawowym w zapisie pełnym podpowłokowym, podpowłokowym skróconym z wykorzystaniem rdzenia gazu szlachetnego.

R1Lup0Niu8uTd

Zapis pełny: $[_{8} O] = 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{4}$
Zapis skrócony: $[_{8} O] = [_{2} He] 2 s^{2} 2 p^{4}$

Zapis „klatkowy”:

RyUsW8T38bj3v

Zauważyć można, iż do osiągnięcia korzystniejszej energetycznie konfiguracji helowca, czyli pełnego zapełnienia powłoki walencyjnej L, „brakuje” dwóch elektronów, które powinny zostać „umieszczone” na podpowłoce 2p. Podpowłoka typu 2s jest już w pełni „zabudowana”.

R1OfLq8K9NWZn

R1eu8wrQYjdyS1

Grafika pod tytułem: Jakie wnioski można wyciągnąć wprost na podstawie konfiguracji elektronowej atomu tlenu? Atom tlenu w stanie podstawowym nie posiada stabilnej energetycznie konfiguracji gazu szlachetnego. Stabilną konfigurację można osiągnąć na dwa sposoby: „przyjmując” dodatkowe elektrony bądź oddając już posiadane. - Przyjęcie tylko dwóch elektronów redukcja atomu tlenu O + 2 e − → O 2 − stopień utlenienia -II stabilna konfiguracja elektronowa neonu: O 2 − = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 = 10 N e - Oddanie aż sześciu elektronów utlenienie atomu tlenu O → O 6 + + 6 e − teoretyczny stopień utlenienia: +VI stabilna konfiguracja elektronowa helu: O 6 + = 1 s 2 = 2 H e — Wnioski płynące z konfiguracji elektronowej tlenu
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Na podstawie analizy konfiguracji elektronowej można zatem powiedzieć, że:

minimalny stopień utlenieniastopień utlenieniastopień utlenienia tlenu wynosi -II; przyjęcie „dodatkowych” dwóch elektronów zachodzi „względnie łatwo” - tlen będzie zatem dobrym utleniaczem, samemu ulegając redukcji do formy $O^{2 -}$ . Przyjęcie należy rozumieć jako przyjęcie w sensie utworzenia jonu $O^{2 -}$ lub uwspólnienie elektronów;
teoretycznie maksymalny stopień utlenienia tlenu wynosi +VI; nie jest on jednak obserwowany, ponieważ oderwanie nawet jednego elektronu od atomu tlenu zachodzi niezmiernie rzadko; tlen w związkach z innymi pierwiastkami „osiąga” zatem najczęściej ujemne stopnie utlenienia.

Ciekawostka

„Łatwość” w oderwaniu bądź „przyłączeniu” elektronów można wyrazić poprzez odpowiednie wielkości fizyczne. I tak, energię potrzebną do oderwania jednego elektronu od atomu nazywa się I energią jonizacjiI energia jonizacjiI energią jonizacji, natomiast energię wydzieloną przez przyłączenie „dodatkowego” elektronu do atomu – powinowactwem elektronowympowinowactwo elektronowepowinowactwem elektronowym.

R1NaLYudWXeaK

Ilustracja przedstawia wykres wartości I energii jonizacji dla wybranych pierwiastków. Na osi x są H, N, O, F, Na, K, He, Ne. Na osi y: energia kJ/mol. Energia jonizacji, wartości przybliżone: wodór: 1250, azot: 1300, tlen: 1250, fluor: 1750, sód: 500, potas: 450, hel: 2300, neon: 2100. — Wykres wartości I energii jonizacji dla wybranych pierwiastków
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Na podstawie analizy powyższego zestawienia zauważyć należy, iż tlen spośród przedstawionych pierwiastków posiada drugą, co do wielkości wartość energii powinowactwa elektronowego (zaraz po fluorze), przy jednocześnie względnie wysokiej wartości energii jonizacji. Dane te pośrednio wskazują na optymalną drogę uzyskania przez tlen stabilnej konfiguracji elektronowej – uprzywilejowane będzie w tym wypadku przyłączenie dodatkowych elektronów.

Wiemy już zatem, że teoretycznie stopień utlenienia atomów tlenu powinien zawierać się w przedziale od -II do +VI. W praktyce jednak obserwuje się najczęściej stopnie utlenienia: -II (tlenki), -I (nadtlenki), -1/2 (ponadtlenki), (cząsteczka tlenu), I i II (związki z fluorem). Postarajmy się zatem znaleźć wytłumaczenie tej prawidłowości.

W tym celu rozważmy budowę cząsteczki ditlenu $O_{2}$ , złożonej z dwóch atomów tlenu. Tlen w przyrodzie występuje bowiem głównie w postaci cząsteczki dwuatomowej. Odbywa się to poprzez „uwspólnienie” czterech elektronów (po dwa na każdy atom).

R1cWvoy5VfkIS1

Ilustracja przedstawiająca proces powstawania cząsteczki tlenu - „uwspólnienia” czterech elektronów w atomach tlenu. Po lewej stronie znajdują się dwa atomy tlenu. Każdy z nich posiada sześć elektronów zaznaczonych w postaci par kropek, po trzy pary na atom. Każdy atom udostępnia dwa elektrony sąsiedniemu. To znaczy elektrony zostają uwspólnione. W rezultacie między dwoma atomami tlenu znajdują się cztery elektrony – ukazane schematycznie w postaci czterech kropek. Ponadto każdy z atomów ma cztery własne elektrony – cztery kropki, które to tworzą wolne pary elektronowe. Wzór można przedstawić w postaci kreskowej. Na ostatnim rysunku po prawej stronie poszczególne elektrony pochodzące od obu atomów tlenu zbliżają się na tyle, że powstają wiązania. Każdy z atomów po uwspólnieniu elektronów, nadal posiada po dwie wolne pary elektronowe, każdą parę reprezentuje para kropek. Poniżej został przedstawiony wzór kreskowy składający się z dwóch połączonych wiązaniem podwójnym atomów węgla, dwie kreski reprezentujące wiązanie podwójne są usytuowane poziomo i równolegle względem siebie, a także znajdują się pomiędzy symbolami tlenu O, symbole znajdują się po lewej i po prawej stronie. Ponadto każdy z atomów tlenu posiada po dwie wolne pary elektronowe. Każdą parę stanowi kreska. — Proces „uwspólnienia” czterech elektronów w atomach tlenu
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

W wyniku takiego „uwspólnienia” połączenie przybiera postać wiązania podwójnego $O = O$ . Ze względu na „równy wkład” obu atomów do wiązania, stopień utlenienia tlenu w cząsteczce $O_{2}$ wynosi zero – elektrony nie są „przesunięte” w stronę żadnego z atomów.

Ciekawostka

RAs6GEAYX0peb

Ilustracja przedstawia zapaloną zapałkę. Wokół roznosi się szary dym. — Reakcja spalania
Źródło: dostępny w internecie: www.pixabay.com, domena publiczna.

Do zerwania wiązania $O = O$ , warunkującego zajście reakcji, potrzeba energii rzędu 500 $\frac{kJ}{mol}$ . Dla porównania, zerwanie wiązania potrójnego w chemicznie biernej cząsteczce azotu wymaga dostarczenia ok. 950 $\frac{kJ}{mol}$ , natomiast bardzo reaktywnego fluoru – tylko 150 $\frac{kJ}{mol}$ . Wartości te tłumaczą chociażby fakt, iż do zainicjowania reakcji spalania często potrzeba dostarczyć początkowej porcji energii (np. w postaci iskry elektrycznej lub mechanicznego pocierania draski zapałki).

Dodatkowych informacji na temat właściwości cząsteczki tlenu dostarczyć może teoria orbitali molekularnych. W ujęciu kwantowo‑mechanicznym, poprzez efektywne nałożenie się walencyjnych orbitali atomowych, powstaną odpowiednie orbitale molekularne:

orbitale typu 2s, o symetrii sferycznej, nakładają się czołowo, tworząc orbital wiążący oraz antywiążący typu sigma;
para orbitali typu 2p także nałoży się czołowo, w wyniku czego powstanie orbital wiążący oraz antywiążący typu sigma;
pozostałe dwie pary orbitali typu 2p, poprzez nakładanie boczne, utworzą zestaw wiążących oraz antywiążących orbitali molekularnych typu pi.

W sposób zwięzły zestaw wyjściowych orbitali atomowych oraz powstały zbiór orbitali molekularnych przedstawić można graficznie na diagramie energetycznym.

RNVVI0nkYnogj1

Ilustracja przedstawiająca schemat diagramu energetycznego dla cząsteczki tlenu O2 o liczbie atomowej osiem. W lewej części znajduje się strzałka opisana "energia". Po prawej stronie orbitale atomowe atomu O i po lewej stronie orbitale atomu O. Na środku cząsteczka O2 oraz orbitale molekularne powstałe w wyniku nałożenia orbitali atomowych. Od dołu po prawej stronie i po lewej znajdują się poziome odcinki odpowiadające energii orbitali atomowych 2 s, od nich poprowadzone przerywane linie do środka schematu po skosie do góry i po skosie na dół łączące się z krańcami dwóch poziomych odcinków jednego na górze i drugiego na dole. Dolny odcinek odpowiada energii orbitalu molekularnego wiążącego sigma 2 s 2 s, zaś drugi energii orbitalu molekularnego antywiążącego sigma z gwiazdką 2 s 2 s. Powyżej znajdują się po prawej i po lewej stronie po trzy odcinki odpowiadające poziomom energetycznym orbitali 2 p prawego i lewego atomu tlenu na diagramie. Od nich poprowadzone są po skosie do góry pod dwie linie z prawej i po dwie z lewej oraz do dołu po dwie z prawej i po dwie z lewej strony. Linie poprowadzone po skosie znajdujące się najniżej łączą się z końcami odcinka znajdującego się na środku diagramu, nad energią odpowiadającą energii orbitalu sigma z gwiazdką. Odcinek ten odpowiada z kolei energii orbitalu molekularnego wiążącego sigma 2 p iks 2 p iks. Nieco powyżej linie poprowadzone po skosie w dół od orbitali atomowych p łączą się z dwoma odcinkami na środku diagramu, które to odpowiadają energii orbitali molekularny wiążących pi 2 p igrek dwa p igrek po lewej stronie oraz oraz pi 2 p zet dwa p zet (obu o tej samej energii). Powyżej poprowadzone po skosie do góry od orbitali atomowych 2p linie łączą się z krańcami dwóch odcinków znajdujących się na środku diagramu i odpowiadających energii orbitali molekularnych antywiążących pi z gwiazdką 2 p igrek 2 p igrek oraz pi z gwiazdką 2 p zet 2 p zet. Najwyższą energię posiada orbital antywiążący sigma z gwiazdką 2 p iks 2 p iks, któremu to odpowiada odcinek znajdujący się najwyżej. — Diagram energetyczny przedstawia zestaw wyjściowych orbitali atomowych oraz powstały zbiór orbitali molekularnych, w wyniku nałożenia się walencyjnych orbitali atomowych.
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

„Zapełniając” poszczególne poziomy energetyczne zgodnie z regułami zabudowy, dojść można do dość ciekawej obserwacji – cząsteczka tlenu w stanie podstawowym posiada dwa niesparowane elektrony, obsadzające antywiążące orbitale typu pi. Ma zatem właściwości paramagnetycznecząsteczka paramagnetycznaparamagnetyczne – w odróżnieniu od substancji diamagnetycznychcząsteczka diamagnetycznadiamagnetycznych będzie oddziaływać z polem magnetycznym. Można o niej także powiedzieć, iż jest podwójnym rodnikiemrodnikrodnikiem, a cząsteczkę tlenu występującą w tej formie określa się tlenem trypletowym.

Warto jednak dodać, że istnieje również forma tlenu, w której nie występują niesparowane elektrony i nazywa się ją tlenem singletowym. Diagram energetyczny dla tlenu singletowego prezentuje się następująco:

R1ethgd3cyNIk1

Na ilustracji znajduje się diagram energetyczny przedstawiający zestaw wyjściowych orbitali atomowych oraz powstały zbiór orbitali molekularnych w wyniku nałożenia się walencyjnych orbitali atomowych dla tlenu singletowego. Konfiguracja elektronowa atomu tlenu: [He] 2s22p4 Atom tlenu ma dwa elektrony na orbitalu 2s. Wynika z tego obsadzenie dwoma elektronami orbitalu σ 2 s − 2 s i σ ∗ 2 s − 2 s dwoma elektronami (orbital o wyższej energii). Wyżej energetyczne są orbitale 2p. W przypadku atomu tlenu dwa pojedyncze elektrony znajdują się na orbitalu 2pz oraz 2py, a na orbitalu 2px znajdują się dwa elektrony. Wynika z tego obsadzenie dwoma elektronami orbitalu: σ 2 p x − 2 p x . Dwa elektrony znajdują się na orbitalu π 2 p y − 2 p y i π 2 p z − 2 p z . Mają one tę samą energię. Powyżej znajdują się orbitale π ∗ 2 p y − 2 p y na którym znajdą się dwa elektrony i π ∗ 2 p z − 2 p z , na którym nie ma żadnych. Najwyższą energię ma orbital antywiążący σ ∗ 2 p x − 2 p x i jest on nieobsadzony. — Diagram energetyczny przedstawiający zestaw wyjściowych orbitali atomowych oraz powstały zbiór orbitali molekularnych w wyniku nałożenia się walencyjnych orbitali atomowych dla tlenu singletowego
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Okazuje się jednak, że w tej formie energia cząsteczki tlenu jest wyższa niż dla tlenu trypletowego. Z tego powodu tlen singletowy charakteryzuje się mniejszą stabilnością, dlatego w przyrodzie występuje naturalnie w znikomych ilościach.

Ciekawostka

Większość cząsteczek organicznych w stanie podstawowym posiada wszystkie elektrony sparowane. Stanowi to pewną formę „zabezpieczenia” przed działaniem tlenu, posiadającego w swojej trwałej odmianie dwa elektrony niesparowane. Zaobserwować można także mniej stabilną formę tlenu, zwaną singletową, w której dwa elektrony na orbitalach pi są sparowane. W tym stanie jest ona jednak wysoce niestabilna i łatwiej ulega reakcjom. Powrót takiej formy wzbudzonej do formy podstawowej może odbywać się przez spontaniczną emisję światła o kolorze czerwonym, co często wykorzystywane jest w pokazach chemicznych. Wzbudzenie, wywołane pochłonięciem światła, skutkuje natomiast niebieskawą barwą ciekłego tlenu.

Ze względu na niezapełnione orbitale typu pi* oraz sigma* („wolne miejsce”), cząsteczka tlenu może „przyjąć” dodatkowe elektrony – posiada zatem właściwości utleniające. W wyniku takiego działania każdy z atomów tlenu ulegnie redukcji kolejno do stopnia utlenienia równego $- \frac{1}{2}$ , -I i ostatecznie -II.

Można się w tym miejscu zastanowić, dlaczego atomy tlenu, które już formalnie posiadają konfigurację gazu szlachetnego, „chcą przyjmować” kolejne elektrony. Szkic odpowiedzi postaramy się przedstawić na możliwie najprostszym przypadku nadtlenku jonowego (w wiązaniach jonowych elektrony są bowiem „przekazywane”, a nie „uwspólnianie”).

Dodajmy zatem do „stabilnej” struktury $O_{2}$ dwa atomy potasu. Każdy z nich, celem uzyskania stabilnej konfiguracji, jest skłonny „oddać” po jednym elektronie, jednakże potencjalni biorcy posiadają już korzystny energetycznie stan. Wobec tak „hojnej propozycji”, silnie elektroujemne atomy tlenu „rozseparowują” („zrywają uwspólnienie”) jedną z uprzednio utworzonych par elektronowych (wiązań), dzięki czemu są zdolne do „przyjęcia” jeszcze po jednym elektronie.

RZTgAvOoXmx1E1

Ilustracja przedstawia mechanizm powstawania cząsteczki K 2 O 2 . Na ilustracji są dwa atomy tlenu i potasu. Przy każdym z K znajduje się jedna kropka – jeden elektron, a przy O jest sześć kropek. Na obrazku są strzałki skierowane od elektronów K do atomów O. Między atomami tlenu znajduje się para kropek. W rezultacie powstaje związek, w którym występuje wiązanie pojedyncze O-O. Przy każdym z atomów tlenu znajduje się 6 elektronów, a ładunek tego ugrupowania to minus dwa. Obok znajdują się dwa kationy potasu K + . — Mechanizm powstawania cząsteczki K₂O₂
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Sumarycznie na każdy atom tlenu przypada wówczas jeden dodatkowy elektron. Stopień utlenienia tlenu w nadtlenkach (także kowalencyjnych – elektrony są wówczas „uwspólniane”, a nie „oddawane”, jak w przypadku wiązań jonowych) wynosi zatem -I.

W przypadku ponadtlenku potasu ( ${KO}_{2}$ ), schemat przepływu elektronów jest dość podobny. Atom potasu, chcąc osiągnąć stabilną konfigurację gazu szlachetnego, „oddaje” jeden elektron cząsteczce $O_{2}$ , na skutek czego na każdy atom tlenu formalnie przypada „pół” elektronu – stopień utlenienia tlenu w ponadtlenkach wynosi wobec tego $- \frac{1}{2}$ .

Skoro cząsteczka tlenu, przyjmując kolejne elektrony, ulega redukcji, zastanówmy się zatem, czemu w tlenkach nie występuje ugrupowanie $O_{2}^{4 -}$ , któremu odpowiada formalny stopień utlenienia -II. W tym celu posłużmy się znów diagramem orbitali molekularnych dla cząsteczki ditlenu.

RPTaLFUcBQsNy1

Ilustracja przedstawia diagramy molekularne cząsteczek O 2 , O 2 − , O 2 2 − . W pierwszym przypadku tlen jest na zerowym stopniu utlenienia, w drugim na minus jedna druga, w trzecim minus jeden. W każdym przypadku σ 2 s − 2 s wiążące i niewiążące są zapełnione łącznie czterema elektronami. W przypadku σ 2 p − 2 p i π 2 p − 2 p – w sumie jest sześć elektronów na orbitalach. W przypadku O 2 na orbitalach π ∗ 2 p − 2 p są dwa niesparowane elektrony, a wyżej energetyczny σ ∗ 2 p − 2 p jest nieobsadzony. W przypadku drugim jest dodatkowy jeden elektron, który tworzy parę na orbitalu π ∗ 2 p − 2 p i jeden nadal pozostaje niesparowany. W ostatnim przypadku jest kolejny dodatkowy elektron, co powoduje, że na orbitalach π ∗ 2 p − 2 p wszystkie cztery elektrony są sparowane. Znakiem x przekreślono hipotetyczny jon: O 2 4 − . W tym jonie stopie utlenienia tlenu wynosiłby minus dwa i orbital σ ∗ 2 p − 2 p byłby zapełniony dwoma elektronami. — Diagramem orbitali molekularnych cząsteczki ditlenu
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Jak widzimy, „nadmiarowe” elektrony lokowane są na orbitalach o charakterze antywiążącym (oznaczone symbolem *), niekorzystnych energetycznie. Oznacza to, iż dodatek każdego kolejnego elektronu „osłabia” stabilność wyjściowej struktury $O_{2}$ . Dlatego też, nadtlenki i ponadtlenki należą do substancji bardzo reaktywnych i względnie mało stabilnych.

Uwaga! Wraz ze wzrostem liczby „nadmiarowych” elektronów, atomy tlenu w powyższych jonach wykazują coraz większe właściwości redukujące, samemu chcąc utlenić się do stabilnych form.

Polecenie 2

Na podstawie powyższego diagramu energetycznego orbitali oblicz rzędy wiązań w cząsteczce tlenu oraz poszczególnych jej jonach. Następnie odpowiedz na pytanie: czy wobec tego jon $O_{2}^{4 -}$ może istnieć?

R7Fclf02S1VId

Rz0XlbqGJbDkp

Rząd wiązania (RW) obliczamy przy pomocy wzoru:

RW = $\frac{1}{2}$ · (liczba elektronów wiążących - liczba elektronów antywiążących)

rząd wiązania dla $O_{2}$
RW = $\frac{1}{2}$ · (8 - 4) = 2
rząd wiązania dla $O^{2 -}$
RW = $\frac{1}{2}$ · (8 - 5) = $\frac{3}{2}$
rząd wiązania dla $O_{2}^{2 -}$
RW = $\frac{1}{2}$ = (8 - 6) = 1
rząd wiązania dla $O_{2}^{4 -}$
RW = $\frac{1}{2}$ = (8 - 8) = 0

Jako że rząd wiązania równy zeru oznacza brak wiązania pomiędzy dwoma atomami, jon $O_{2}^{4 -}$ w rzeczywistości nie istnieje – występuje w postaci jonów $O^{2 -}$ .

Ciekawostka

Obecnie wiele badań dotyczy praktycznego wykorzystania tzw. reaktywnych form tlenu, czyli takich jego postaci, które wyjątkowo łatwo ulegają licznym reakcjom chemicznym. Wśród przykładów można tu wymienić chociażby rodnik hydroksylowy ${OH}^{•}$ czy nadtlenek wodoru $H_{2} O_{2}$ . W efekcie, te „ekologiczne” cząsteczki występują bowiem naturalnie w przyrodzie, wchodząc w reakcje
z otoczeniem, w którym się znajdują, ulegając tym samym reakcjom utlenienia‑redukcji. Otoczeniem tym często są węglowodory, ulegające, na skutek takiego działania, rozkładowi do prostych, nieszkodliwych produktów. Reaktywne formy tlenu mogą zatem być (i są) z powodzeniem wykorzystywane chociażby do oczyszczania wody z zabrudzeń pochodzenia organicznego.

Wszystkie wymienione do tej pory stopnie utlenienia tlenu były ujemne. Jak już wspomnieliśmy, tlen posiada znaczną wartość energii powinowactwa elektronowego – odnosi zatem znaczną korzyść z „dołączania” kolejnych elektronów.

Mówiąc o „dołączaniu” elektronów, posługujemy się jednak pewnym skrótem myślowym. „Pełne przekazanie” elektronu od jednego atomu do drugiego zachodzi w wiązaniach o charakterze jonowym (jak w $K_{2} O_{2}$ ). W przypadku wiązań kowalencyjnych spolaryzowanych, mówimy o przesunięciu „uwspólnionych” w postaci wiązania elektronów w stronę bardziej elektroujemnego z atomów. Przykład niech stanowi mechanizm powstawania cząsteczki wody z atomów.

RfKe8vKxHK4Z71

Na ilustracji jest mechanizm powstawania cząsteczki wody. Obecne są dwa atomy wodoru, każdy ma jeden elektron – jedna kropka, przy atomie tlenu jest sześć elektronów – sześć kropek. Na obrazku są strzałki od elektronów atomu wodoru do atomu tlenu. Ostatecznie powstaje cząsteczka wody, w której atom tlenu tworzy dwa wiązania pojedyncze z dwoma atomami tlenu, dodatkowo posiada dwie wolne pary elektronowe – ukazano to w postaci dwóch kresek przy atomie O. — Mechanizm powstawania cząsteczki H₂O
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Niech ostatnim punktem rozważań będzie zatem pytanie, czy istnieją jednak połączenia, w których atom tlenu posiada dodatni stopień utlenienia? Pytanie to można sformułować także w nieco bardziej sugestywny sposób – czy istnieje pierwiastek, który byłby w stanie „pozbawić” atom tlenu jego elektronu?

Rozwiązanie zagadki stanowi fluor. Ze względu na najwyższą wartość elektroujemności w całym układzie okresowym, atom fluoru jest w stanie „przesunąć” elektrony atomu tlenu „w swoją stronę”. Należy jednak pamiętać, że nadal jest to połączenie kowalencyjne spolaryzowane, nie jonowe.

Dwoma związkami stanowiącymi swego rodzaju wyjątek, w których atom tlenu przyjmuje dodatni stopień utlenienia, są difluorek tlenu ${OF}_{2}$ (st. utlenienia tlenu +II) oraz difluorek ditlenu $O_{2} F_{2}$ (stopień utlenienia tlenu +I).

R1a2VZLaqGQEB1

Na ilustracji jest mechanizm powstawania cząsteczki O F 2 . Atom tlenu otaczają dwa atomy fluoru. Atom tlenu ma 6 kropek – 6 elektronów. Każdy z atomów fluoru ma 7 kropek – 7 elektronów. Na obrazku ukazano strzałkami uwspólnienie jednego elektronu atomu tlenu z atomem fluoru, co skutkuje wytworzeniem dwóch wiązań F-O. W rezultacie tworzy się cząsteczka F-O-F, w której na atomie tlenu są dwie wolne pary elektronowe, a atom tlenu tworzy dwa wiązania pojedyncze z atomami fluoru. Każdy z atomów fluoru ma 6 elektronów nieuwspólnionych. — Mechanizm powstawania cząsteczki OF₂
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Ciekawostka

RTUChIIgtRjWs1

Ilustracja przedstawia strukturę cząsteczki ozonu. Atom tlenu tworzy wiązania z dwoma atomami tlenu. Obok kresek oznaczających wiązanie pojedyncze znajdują się linie przerywane. — Struktura cząsteczki ozonu (O₃)
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Bardzo reaktywną odmianą alotropową tlenu jest ozon, zbudowany z trzech atomów tlenu ( $O_{3}$ ). W stanie gazowym ma niebieską barwę, a jego zapach przypomina woń powietrza po burzy. Powstaje na skutek promieniowania UV o długości fali mniejszej niż 242 nm, oddziałującego na cząsteczki ditlenu ( $O_{2}$ ), w wyniku czego następuje ich rozpad na dwa atomy tlenu. Następnie reagują one z tlenem cząsteczkowym, doprowadzając do utworzenia cząsteczki ozonu ( $O_{3}$ ).

Ciekawostka

Odmianą alotropową tlenu jest także tetratlen, który nazywany jest ,,czerwonym tlenem''. Powstaje przy ciśnieniu 20 GPa, kiedy cząsteczki tlenu $O_{2}$ oddziałują ze sobą, tworząc cząsteczkę $O_{4}$ .

Słownik

reguła Hunda

zasada kwantowo‑mechaniczna, określająca porządek lokowania elektronów na orbitalach mających najniższą energię w taki sposób, aby jak największa liczba elektronów pozostała niesparowana

zakaz Pauliego

zasada kwantowo‑mechaniczna, mówiąca o tym, iż na jednym orbitalu nie mogą znaleźć się dwa elektrony o tym samym spinie

stopień utlenienia

hipotetyczny ładunek, jaki posiadałby dany atom w cząsteczce, gdyby wszystkie wiązania miały charakter jonowy

I energia jonizacji

energia potrzebna do usunięcia (wybicia) jednego elektronu z chmury elektronowej atomu lub cząsteczki

powinowactwo elektronowe

energia, która wydziela się na skutek przyłączenia jednego dodatkowego elektronu do chmury elektronowej atomu/ cząsteczki

rodnik

drobina chemiczna, posiadająca co najmniej jeden niesparowany elektron

cząsteczka paramagnetyczna

cząsteczka oddziałująca efektywnie z polem magnetycznym, często na skutek posiadania niesparowanych elektronów, czyli niezerowego spinu

cząsteczka diamagnetyczna

cząsteczka nieoddziałująca w efektywny sposób z polem magnetycznym (nie przyciągana przez magnes), często na skutek braku niesparowanych elektronów

powłoka walencyjna

najdalej odsunięta od jądra atomu powłoka elektronowa; osadzone na niej elektrony (zwane elektronami walencyjnymi) są najsłabiej związane z atomem, dzięki czemu biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych

Bibliografia

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, t. 2, Warszawa 2012, wyd. 6.

Glavas S., Toby S., Reaction between ozone and hydrogen sulfide, „The Journal of Physical Chemistry”, 1975, t. 79, s. 779‑782.

Mizerski W., Tablice Chemiczne, Warszawa 2013.

Olszyna K. J., Heicklen J., The Reaction of Ozone with Ammonia, „Advances in Chemistry”, 1972, t. 113, s. 191‑210.

Plass R. i inni, Cyclic Ozone Identified in Magnesium Oxide (111) Surface Reconstructions, „Physical Review Letters” 1998, t. 81, s. 4891‑4894.

Sichel J. M., CNDO‑MO Study of the Ozonide Ion and Related Species, „Journal of Chemistry” 1973, t. 51, s. 2124‑2128.

Temple Researcher Attempting To Create Cyclic Ozone, ScienceDaily. Temple University 2005, online: http://www.sciencedaily.com/releases/2005/02/050205122519.htm, dostęp: 06.10.2021.

Wprowadzenie

Film edukacyjny

Słownik

Bibliografia