Dioxígeno

Dioxígeno
Este artículo trata sobre la molécula de O2. Para otros usos de este término, véase Oxígeno (desambiguación).
Para el elemento químico O, véase Oxígeno.
Dioxígeno
Dioxygen-montage.png
Nombre (IUPAC) sistemático
Oxígeno diatómico
General
Fórmula semidesarrollada O2
Fórmula molecular n/d
Identificadores
Número CAS n/d
Propiedades físicas
Estado de agregación Gas
Apariencia Incoloro
Masa molar 31,9988[1] g/mol
Punto de fusión 50,35 K (-222,8 °C)
Punto de ebullición 90,18 K (-182,97 °C)
Propiedades químicas
Valores en el SI y en condiciones normales
(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
Exenciones y referencias

El oxígeno molecular, dioxígeno[2] u oxígeno gaseoso (generalmente llamado solo oxígeno) es una molécula diatómica homonuclear compuesta por dos átomos de oxígeno. Es un gas en (condiciones normales de presión y temperatura) incoloro, inodoro e insípido. Existe otra variedad alotrópica del oxígeno formada por tres átomos: O3, denominada ozono, cuya presencia en la atmósfera protege la Tierra de la incidencia de radiación ultravioleta procedente del Sol.

El oxígeno líquido y sólido tiene una ligera coloración azulada y en ambos estados es muy paramagnético. El oxígeno líquido se obtiene usualmente mediante la destilación fraccionada del aire líquido junto con el nitrógeno.

Reacciona con la práctica totalidad de los metales (exceptuando los metales nobles) provocando la corrosión.

Contenido

Aplicaciones

La principal utilización del oxígeno, se usa oxígeno líquido en los motores de propulsión de los cohetes, mientras que en los procesos industriales y en el transporte el oxígeno para la combustión se toma directamente del aire. Otras aplicaciones industriales son la soldadura y la fabricación de acero y metanol.

La medicina también hace uso del oxígeno suministrándolo como suplemento a pacientes con dificultades respiratorias; y se emplean botellas de oxígeno en diversas prácticas deportivas como el submarinismo o laborales, en el caso de acceder a lugares cerrados, o escasamente ventilados, con atmósferas contaminadas (limpieza interior de depósitos, trabajo en salas de pintura, etc.)

El oxígeno provoca una respuesta de euforia en los que lo inhalan, por lo que históricamente se ha usado como divertimento, práctica que persiste hoy día. En el siglo XIX también se utilizó, mezclado con óxido nitroso, como analgésico.

Historia

El oxígeno, del griego ὀξύς, ácido, y -geno, de la raíz γεν, generar, —nombre dado por Lavoisier en 1774 que a la postre se ha demostrado inexacto en la medida en que hay numerosos ácidos que no contienen oxígeno— fue descubierto por el farmaceútico sueco Carl Wilhelm Scheele en 1771, pero su trabajo no obtuvo reconocimiento inmediato y en ocasiones se atribuye a Joseph Priestley quien lo descubrió independientemente el 1 de agosto de 1774.

Rol biológico

El oxígeno respirado por los organismos aerobios, liberado por la plantas mediante la fotosíntesis, participa en la conversión de nutrientes en energía (ATP). Su disminución provoca hipoxemia y la falta total de él anoxia pudiendo provocar la muerte del organismo. El oxigeno es un elemento necesario para el ser humano a la falta del mismo no hay vida ni combustión.

Precauciones

Las atmósferas ricas en oxígeno en presencia de materiales combustibles son susceptibles de provocar incendios que se propagan con gran rapidez así como explosiones. Otro tanto sucede si las fuentes de oxígeno son cloratos, percloratos, dicromatos, etc.; estos compuestos con alto poder oxidante, pueden además provocar quemaduras químicas.

Obtención

Hay dos métodos habituales de obtener oxígeno en un laboratorio:[3]

  • Descomposición del peróxido de hidrógeno en presencia de dióxido de manganeso MnO2 que actúa como catalizador:
2 \, H_2O_2 \, _{(l)}\, \underset {MnO_2} \longrightarrow \, 2 \, H_2O \, _{(l)} + O_2 \, _{(g)}
  • Descomposición del clorato potásico mediante calentamiento:
2 \, KClO_3 \, _{(s)}\, \underset {MnO_2} \longrightarrow \, 2\, KCl \, _{(s)} + 3 \, O_2 \, _{(g)}

La descomposición requiere una temperatura de 400-500 ºC; la adición de MnO2 permite que la reacción se produzca a 150 ºC. También se puede obtener dioxígeno por electrólisis del agua.

En escala industrial, se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido.

Véase también

Referencias

  1. ↑ Dioxígeno en Google Books
  2. ↑ Connelly, Neil G. (2005). «Nomenclature of inorganic chemistry - IUPAC recommendations». Nomenclature of Inorganic Chemistry. p. 49, ISBN 0-85404-438-8. http://books.google.com/books?id=w1Kf1CakyZIC&pg=PA49&lpg=PA49&dq=IR-3.4.3+Names+of+allotropes+of+definite+molecular+formula&source=web&ots=rMxMYCRX0d&sig=Tf0aQ10Re2ZdhQo807qAJNFGycE. 
  3. ↑ «Alotropía del oxígeno. El dioxígeno». textoscientíficos.com.

Enlaces externos


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