Tlen

Tlen (O, łac. oxygenium) – pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 8, niemetal z grupy tlenowców w układzie okresowym.

Ten artykuł dotyczy pierwiastka chemicznego. Zobacz też: Tlen (komunikator internetowy) oraz Tlen – rosyjski film z 2009.

Tlen

azot ← tlen → fluor
– ↑ O ↓ S 8 O
Wygląd
bezbarwny w stanie gazowym niebieski w stanie ciekłym
Widmo emisyjne tlenu
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a.	tlen, O, 8 (łac. oxygenium)
Grupa, okres, blok	16, 2, p
Stopień utlenienia	−II, −I, I, II
Właściwości metaliczne	niemetal
Masa atomowa	15,999 ± 0,001[a][1]
Stan skupienia	gazowy
Gęstość	1,429 kg/m³
Temperatura topnienia	−218,79 °C[2]
Temperatura wrzenia	−182,962 °C[2]
Numer CAS	7782-44-7
PubChem	977
Właściwości atomowe Promień • atomowy • walencyjny • van der Waalsa 60 (obl. 48) pm 73 pm 152 pm Konfiguracja elektronowa [He]2s22p4 Zapełnienie powłok 2, 6 (wizualizacja powłok) Elektroujemność • w skali Paulinga • w skali Allreda 3,44 3,5 Potencjały jonizacyjne I 1313,9 kJ/mol II 3388,3 kJ/mol III 3388,3 kJ/mol
Właściwości fizyczne Punkt potrójny 54,36 K; 0,152 kPa Ciepło parowania 3,4099 kJ/mol Ciepło topnienia 0,22259 kJ/mol Ciepło właściwe 920 J/(kg·K) Przewodność cieplna 0,02674 W/(m·K) Układ krystalograficzny regularny Prędkość dźwięku 317,5 m/s (293 K) Objętość molowa 17,36×10−6 m³/mol[3]
Najbardziej stabilne izotopy izotop wyst. o.p.r. s.r. e.r. MeV p.r. 15O {syn.} 122 s β+ 1,732 15N 16O 99,762% stabilny izotop z 8 neutronami 17O 0,038% stabilny izotop z 9 neutronami 18O 0,2% stabilny izotop z 10 neutronami
Niebezpieczeństwa Karta charakterystyki: dane zewnętrzne firmy Sigma-Aldrich [dostęp 2016-09-08] Globalnie zharmonizowany system klasyfikacji i oznakowania chemikaliów Na podstawie Rozporządzenia CLP, zał. VI[4] Niebezpieczeństwo Zwroty H H270, H280[5] Zwroty P P220, P410+P403[5] NFPA 704 Na podstawie podanego źródła[6] 0 0 0
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)

Stabilnymi izotopami tlenu są 16
O (stanowi ponad 99% tlenu naturalnego), 17
O oraz 18
O.

Tlen w stanie wolnym występuje w postaci cząsteczek dwuatomowych O
2 oraz trójatomowych – ozonu O
3 (głównie w ozonosferze). Wykryto jednak także cząsteczki cztero- i ośmioatomowe.

Tlen jest paramagnetykiem. Ciekły tlen ma barwę niebieską. Stały tlen znany jest w sześciu odmianach alotropowych, do których należy tzw. „czerwony tlen” i tlen metaliczny, stabilne w warunkach bardzo wysokich ciśnień.

Występowanie

Tlen jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem na Ziemi – zawartość tlenu w jej skorupie wynosi 46,4%. Stanowi też 20,95% objętości atmosfery ziemskiej (23,25% wagowych). W postaci związków z innymi pierwiastkami wchodzi w skład hydrosfery (gdzie jego zawartość wynosi około 89% – woda) i litosfery jako tlenki (np. krzemionka (piasek) zawiera ok. 53% tlenu). W przyrodzie obieg tlenu odbywa się w cyklu zamkniętym. Rozpuszczalność tlenu w wodzie słodkiej wynosi 8,3 mg/l, a w wodzie słonej (3,5% soli) 6,6 mg/l (25 °C, 1 atm.)^[7]. Tlen jest około dwa razy lepiej rozpuszczalny w wodzie niż azot^[8]. Rozpuszczalność powietrza w wodzie wynosi 23 mg/l (25 °C, 1 atm.)^[9]; powietrze rozpuszczone w wodzie zawiera 35,6% tlenu^[7].

Historia

Uznaje się, że tlen został odkryty przez Carla Scheelego przed 1773, ale odkrycie nie zostało opublikowane do 1777. W tym czasie za odkrywcę tlenu od dwóch lat uznawany był Joseph Priestley, który ogłosił jego odkrycie w Royal Society 23 marca 1775^[10]. Otrzymał on tlen 1 sierpnia 1774, ogrzewając tlenek rtęci(II) i zbierając wydzielający się gaz^[11].

Historyk alchemii Roman Bugaj wskazał, że tlen został odkryty już w XVII wieku przez Michała Sędziwoja, który nazywał go, między innymi, „pokarmem żywota” (łac. cibus vitae) i „duchem świata” (łac. spiritus mundi)^[12]. Sędziwój wiedział, że „pokarm żywota, ukryty w powietrzu” jest niezbędny do życia i że przedostaje się z powietrza do krwi. Otrzymał go w drodze rozkładu saletry potasowej, który zachodził podczas jej prażenia; swoje doświadczenie opisał w dziele Dwanaście traktatów o kamieniu filozofów (1604). Stwierdził, że saletra jest ciałem złożonym, zawierającym „duch świata” (tak nazwał tlen, uznając go za kamień filozoficzny), umożliwiającym życie ludzi i zwierząt^[13].

Ciekły tlen po raz pierwszy otrzymali profesorowie Uniwersytetu Jagiellońskiego Zygmunt Wróblewski i Karol Olszewski 5 kwietnia 1883. Wcześniej, w 1877, mgłę skroplonego tlenu zaobserwowali niezależnie Szwajcar Raoul Pictet^[14] i Francuz Louis-Paul Cailletet^[15].

Łacińska nazwa tlenu oxygenium (z greckiego oksy, kwaśny, i gennao, rodzę), wprowadzona została przez Antoine’a Lavoisiera^[16]. Jako pierwszy uznał on tlen za pierwiastek chemiczny^[10].

Polską nazwę „tlen” (od słowa „tlić”) zaproponował Jan Oczapowski przed rokiem 1851 i została ona zaakceptowana przez większość polskiego środowiska chemicznego w ciągu ok. 10 lat. Wcześniejsza polska nazwa „kwasoród” była dosłownym tłumaczeniem łacińskiej, a wprowadził ją Jędrzej Śniadecki^[17][18].

W przyrodzie

Tlen jest pierwiastkiem biogennym.

Jest niezbędny organizmom tlenowym do przeprowadzenia fosforylacji oksydacyjnej będącej najważniejszym etapem oddychania. Niektóre organizmy beztlenowe giną w obecności niewielkich ilości wolnego tlenu. Organizm przeciętnego dorosłego człowieka zużywa w ciągu minuty około 200 ml (0,3 g) tlenu. Oddychanie czystym tlenem jest dość niebezpieczne, ponieważ podnosi on ciśnienie krwi i wywołuje kwasicę. Niedobór tlenu staje się niebezpieczny dla życia, gdy jego zawartość w powietrzu spada poniżej 10–12%.

Zwierzęta wykorzystują go w procesie oddychania tlenowego w celu otrzymania energii:

C
6H
12O
6 + 6O
2 + ADP +
H
3PO
4 → 6CO
2 + 7H
2O + ATP

Otrzymywanie w warunkach laboratoryjnych

• poprzez podgrzewanie nadmanganianu potasu w temperaturze powyżej 230 °C:

  2KMnO
  4 → K
  2MnO
  4 + MnO
  2 + O
  2↑

• poprzez termiczny rozkład azotanu potasu w temperaturze powyżej 400 °C, ale nie większej niż 440 °C:

  2KNO
  3 → 2KNO
  2 + O
  2↑

• poprzez termiczny rozkład chloranu potasu w temperaturze powyżej 550 °C:

  2KClO
  3 → 2KCl + 3O
  2↑

• poprzez ogrzewanie tlenku rtęci(II):

  2HgO → 2Hg + O
  2↑

• poprzez rozkład wodnego roztworu nadtlenku wodoru (wody utlenionej lub perhydrolu) pod wpływem ciepła lub katalizatora, na przykład dwutlenku manganu:

  2H
  2O
  2 → 2H
  2O + O
  2↑

• w wyniku reakcji nadmanganianu potasu z nadtlenkiem wodoru:

  2KMnO
  4 + 3H
  2O
  2 → 3O
  2 + 2KOH + 2MnO
  2 + 2H
  2O

• w wyniku elektrolizy wody:

  2H
  2O → 2H
  2↑ + O
  2↑

Zastosowanie

Tlen jest stosowany w medycynie, do sporządzania mieszanek oddechowych do nurkowania, w przemyśle jako utleniacz (na przykład w palnikach acetylenowo-tlenowych).

Związki tlenu

Tlen wchodzi w skład wielu związków chemicznych o dużym znaczeniu przemysłowym: tlenków (w szczególności tlenku wodoru (wody) oraz dwutlenku węgla), nadtlenków (w szczególności nadtlenku wodoru), kwasów tlenowych, zasad. Jest też składnikiem większości związków organicznych o znaczeniu biologicznym, przykładowo białek i tłuszczów.

Oprócz anionów tlenkowych (występujących też w tzw. podtlenkach), ozonkowych, ponadtlenkowych i nadtlenkowych znane są związki, w których tlen występuje w podsieci kationowej. Jest to kation dioksygenylowy O+
2 w związku O
2PtF
6 (heksafluoroplatynian dioksygenylu). Kation ten może być stabilizowany przeciwjonem anionowym o silniejszych właściwościach ox-bas od tlenu lub red-ac od kationu oksygenylowego^[19].

Zobacz też

Zobacz kolekcję cytatów na temat tlenu w Wikicytatach

• tlen singletowy
• dziura ozonowa
• katastrofa tlenowa

Uwagi

1. Podana wartość stanowi przybliżoną standardową względną masę atomową (ang. abridged standard atomic weight) publikowaną wraz ze standardową względną masą atomową, która wynosi [15,99903; 15,99977]. Z uwagi na zmienność abundancji izotopów pierwiastka w naturze, wartości w nawiasach klamrowych stanowią zakres wartości względnej masy atomowej dla naturalnych źródeł tego pierwiastka. W dostępnych komercyjnie produktach mogą występować znaczne odchylenia masy atomowej od podanej, z uwagi na zmianę składu izotopowego w rezultacie nieznanego bądź niezamierzonego frakcjonowania izotopowego. Zob. Prohaska i in. 2021 ↓, s. 584.