Tlen
8 O Układ okresowy pierwiastków
Ciekły tlen Ciekły tlen
Dane ogólne
Nazwa, symbol, l.a.	Tlen, O, 8
Grupa, okres, blok	16 , 2, p
Właściwości metaliczne	niemetal
Właściwości atomowe Masa atomowa 15,9994 u Promień atomowy 60 (obl. 48) pm Promień walencyjny 73 pm Promień van der Waalsa 152 pm Konfiguracja elektronowa [He]2s22p4 Zapełnienie powłok 2, 6 Elektroujemność 3,44 ( Pauling ) 3,5 ( Allred ) Stopień utlenienia ±2, ±1 Właściwości kwasowe tlenków brak
Właściwości fizyczne Stan skupienia gazowy Gęstość 1,429 kg/m³ Twardość n/d Kolor bezbarwny Temperatura topnienia 54,36 K -218,79 °C Temperatura wrzenia 90,18 K -182,97 °C Objętość molowa 17,36-6 m³/ mol Ciepło parowania 3,4099 kJ/mol Ciepło topnienia 0,22259 kJ/mol Ciśnienie pary nasyconej bd Prędkość dźwięku 317,5 m/s (293 K)
Pozostałe dane Ciepło właściwe 920 J/(kg*K) Konduktywność bd Przewodność cieplna 0,02674 W/(m*K) Potencjały jonizacyjne I. 1313,9 kJ/mol II. 3388,3 kJ/mol III. 3388,3 kJ/mol IV. 7469,2 kJ/mol
Najbardziej stabilne izotopy izotop wyst. o.p.r. s.r. e.r. MeV p.r. 15O {syn.} 122 s β+ 1,732 15 N 16O 99,762% stabilny izotop z 8 neutronami 17O 0,038% stabilny izotop z 9 neutronami 18O 0,2% stabilny izotop z 10 neutronami
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)

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

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

Tlen w stanie wolnym występuje w postaci cząsteczek dwuatomowych O₂ oraz trójatomowych – ozonu O₃ (głównie w ozonosferze ). Szczególną jego odmianą jest odkryty w latach 90. XX w. „ czerwony tlen ” o wzorze O₄.

Tlen jest paramagnetykiem . Ciekły tlen ma barwę niebieską.

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.

Historia

Pierwszym odkrywcą tlenu najprawdopodobniej był żyjący w XVI wieku na dworze Zygmunta III Wazy alchemik Michał Sędziwój . Otrzymywał tlen z rozkładu saletry potasowej podczas jej prażenia, które to doświadczenie opisał w swoim dziele z 1604 r. p.t. "Dwanaście traktatów o kamieniu filozofów". Stwierdzał, że saletra jest ciałem złożonym, zawierającym "ducha świata" (tak nazwał tlen, uznając go za kamień filozoficzny ), umożliwiającym życie ludzi i zwierząt. Wiedział więc, że gaz jest składnikiem powietrza i jest niezbędny do życia.

Tlen został odkryty ponownie przez Carla Sheele przed rokiem 1773 , ale odkrycie nie zostało opublikowane do roku 1777 . W tym czasie za odkrywcę tlenu od dwóch lat uznawany był Joseph Priestley , który otrzymał tlen ogrzewając tlenek rtęci(II) i zbierając wydzielający się gaz.

Ciekły tlen po raz pierwszy otrzymali profesorowie Uniwersytetu Jagiellońskiego , Zygmunt Wróblewski i Karol Olszewski , 5 kwietnia 1883 roku. Wcześniej, w 1877, mgłę skroplonego tlenu zaobserwowali niezależnie Szwed Raoul Pictet ^[1] i Francuz Louis-Paul Cailletet ^[2].

Łacińska nazwa tlenu oxygenium (z gr. oksy – kwaśny, gennao – rodzę), wprowadzona została przez Antoine Lavoisiera .

Polską nazwą "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 ^[3][4].

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 ok. 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:

C6H12O6 + 6O₂ → 6 CO2 + 6 H2O + ATP

Otrzymywanie w warunkach laboratoryjnych

• poprzez podgrzewanie nadmanganianu potasu w temp. pow. 230 °C:

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

• poprzez termiczny rozkład azotanu(V) potasu w temp. powyżej 400 °C, ale nie większej niż 440 °C:

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑

• poprzez termiczny rozkład chloranu(V) potasu w temp. powyżej 550 °C:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑

• poprzez ogrzewanie tlenku rtęci(II):

2HgO → 2Hg + O₂↑

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

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂↑

• w wyniku reakcji nadmanganianu potasu z nadtlenku wodoru :

2KMnO₄ + 3H₂O₂ → 3O₂ + 2KOH + 2MnO₂ + 2H₂O

• w wyniku elektrolizy wody:

2H₂O → 2H₂↑ + O₂↑

Zastosowanie

Tlen jest stosowany w medycynie, do sporządzania mieszanek oddechowych do nurkowania , w przemyśle jako utleniacz , np. w palnikach acetylenowo-tlenowych .

Związki tlenu

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

Prócz anionów takich jak tlenki, ozonki , podtlenki , ponadtlenki i nadtlenki, znane są związki, w których tlen występuje w podsieci kationowej . Jest to kation oksygenylowy O+2 w związku O₂PtF₆ (heksafluoroplatynian oksygenylowy). Kation ten może być stabilizowany przeciwjonem anionowym o silniejszych właściwościach ox-bas od tlenu lub red-ac od kationu oksygenylowego^[5].

Zobacz też

• tlen singletowy
• dziura ozonowa

Przypisy