Oxígeno

Nitrógeno ← Oxígeno → Flúor -     8 O                                                                                                                                                                                                                                           ↑ O ↓ S Tabla completa • Tabla extendida
Apariencia
Incoloro
Información general
Nombre, símbolo, número	Oxígeno, O, 8
Serie química	No metales
Grupo, período, bloque	16, 2, p
Masa atómica	15,9994 u
Configuración electrónica	1s22s22p4
Dureza Mohs	{{{dureza}}}
Electrones por nivel	{{{electrones_por_nivel}}}
Propiedades atómicas
Radio medio	{{{radio_medio}}} pm
Electronegatividad	3,44 (Pauling)
Radio atómico (calc)	60 (48) pm (Radio de Bohr)
Radio iónico	{{{radio_iónico}}}
Radio covalente	73 pm
Radio de van der Waals	152 pm
Estado(s) de oxidación	-2, -1 (neutro)
Óxido	{{{óxido}}}
1.ª Energía de ionización	1313,9 kJ/mol
2.ª Energía de ionización	3388,3 kJ/mol
3.ª Energía de ionización	5300,5 kJ/mol
4.ª Energía de ionización	7469,2 kJ/mol
5.ª Energía de ionización	{{{E_ionización5}}} kJ/mol
6.ª Energía de ionización	{{{E_ionización6}}} kJ/mol
7.ª Energía de ionización	{{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª Energía de ionización	{{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Energía de ionización	{{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Energía de ionización	{{{E_ionización10}}} kJ/mol
Propiedades físicas
Estado ordinario	Gas (paramagnético)
Densidad	1,429 kg/m3
Punto de fusión	50,35 K
Punto de ebullición	90,18 K
Punto de inflamabilidad	{{{P_inflamabilidad}}} K
Entalpía de vaporización	3,4099 kJ/mol
Entalpía de fusión	0,22259 kJ/mol
Presión de vapor	{{{presión_vapor}}}
Temperatura crítica	{{{T_crítica}}} K
Presión crítica	{{{P_crítica}}} Pa
Volumen molar	17,36×10-3 m3/mol
Varios
Estructura cristalina	cúbica
N° CAS	7782-44-7
N° EINECS	231-956-9
Calor específico	920 J/(K·kg)
Conductividad térmica	0,026 74 W/(K·m)
Velocidad del sonido	317,5 m/s a 293.15 K (20 °C)
Isótopos más estables
iso AN Periodo MD Ed PD MeV 16O 99,762% Estable con 8 neutrones 17O 0,038% Estable con 9 neutrones 18O 0,2% Estable con 10 neutrones
Nota: unidades según el SI y en CNPT, salvo indicación contraria.

Por una coincidencia interesante de la naturaleza, el oxígeno líquido tiene el color celeste del cielo. Es importante observar que sin embargo, estos dos fenómenos no tienen relación (el azul del cielo es debido a la dispersión de Rayleigh y estaría presente aunque no hubiese oxígeno en el aire).

El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y símbolo O. En su forma molecular más frecuente, O₂, es un gas a temperatura ambiente. Representa aproximadamente el 20,9% en volumen de la composición de la atmósfera terrestre. Es uno de los elementos más importantes de la química orgánica y participa de forma muy importante en el ciclo energético de los seres vivos, esencial en la respiración celular de los organismos aeróbicos. Es un gas incoloro, inodoro (sin olor) e insípido. Existe una forma molecular formada por tres átomos de oxígeno, O₃, denominada ozono cuya presencia en la atmósfera protege la Tierra de la incidencia de radiación ultravioleta procedente del Sol.

Un átomo de oxígeno combinado con dos de hidrógeno forman una molécula de agua.

Características principales

Tubo de descarga lleno de oxígeno puro.

En condiciones normales de presión y temperatura, el oxígeno se encuentra en estado gaseoso formando moléculas diatómicas (O₂) que a pesar de ser inestables se generan durante la fotosíntesis de las plantas y son posteriormente utilizadas por los animales, en la respiración (ver ciclo del oxígeno). También se puede encontrar de forma líquida en laboratorios. Si llega a una temperatura menor que -219 °C, se convierte en un sólido cristalino azul. Su valencia es 2.

Descubrimiento

Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) farmacéutico y químico sueco (aunque de origen alemán), describe el descubrimiento del oxígeno, producido durante sus trabajos entre 1772 y 1773, en su libro Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer (Tratado químico del aire y del fuego) publicado en 1777.

Tradicionalmente este descubrimiento ha sido atribuido al químico inglés Joseph Priestley (1733-1804), quien lo descubrió de manera independiente en 1772, aunque el primero que publicó un trabajo sobre este gas y le dio nombre fue el químico francés Lavoisier (1743-1794) en 1777, siendo el descubridor oficial. Utilizó para ello dos raíces griegas ὀξύς (oxýs) (ácido, literalmente "punzante", por el sabor de los ácidos) y -γενής (-genēs) ("generador, que engendra"), porque creyó que el oxígeno era un constituyente indispensable de los ácidos.

Al calentar monóxido de mercurio, Priestley obtuvo dos vapores: uno se condensó en gotas, el mercurio, pero ¿qué era el otro? Priestley juntó ese gas en un recipiente e hizo algunos ensayos: si introducía una brasa de madera, ardía; si acercaba ratones vivos, éstos se volvían muy activos. En vista de lo cual, Priestley inhaló un poco de ese gas y notó que se sentía muy "ligero y cómodo". A este gas lo llamó aire desflogistizado, hoy sabemos que era oxígeno. Sin saberlo, Priestley fue la primera persona que usó la mascarilla de oxígeno.

Rol biológico

El oxígeno respirado por los organismos aerobios, liberado por las plantas mediante la fotosíntesis, participa en la conversión de nutrientes en energía (ATP) y es imprescindible para la vida. Todas las células del cuerpo humano precisan del oxígeno para poder vivir. Su disminución provoca hipoxia y la falta total de él anoxia pudiendo provocar la muerte del organismo.

Isótopos

El oxígeno tiene tres isótopos estables y diez radioactivos. Todos sus isótopos radioactivos tienen un periodo de semidesintegración de menos de tres minutos.

Iones típicos

El oxígeno puede formar gran variedad de iones y estados de oxidación distintos

• Óxido, O²⁻ estado de oxidación -2
• Peróxido, O₂²⁻ estado de oxidación -1
• Superóxido, O₂⁻ estado de oxidación -1/2
• Ozónido, O₃⁻ estado de oxidación -1/3

Combinaciones con el flúor, únicas con oxígeno en estado de oxidación positivo:

• FOOF (F₂O₂): Estado de oxidación +1.
• FOF (F₂O₁): Estado de oxidación +2.

Usos y aplicaciones

Se usan grandes cantidades de oxigeno en los sopletes para soldar a altas temperaturas, en los cuales, la mezcla de oxigeno y otro gas produce una llama con una temperatura muy superior a la que se obtiene quemando gases en aire. El oxigeno se le administra a pacientes con problemas respiratorios y también a las personas que vuelan a altitudes elevadas, donde la baja presión del aire no permite la respiración normal. El aire enriquecido con oxigeno se usa para fabricar acero en los hornos de hogar abierto. Él oxigeno de gran pureza se utiliza en la industria de fabricación de metal. Es muy importante como líquido propulsor en los mísiles teledirigidos y en los cohetes.

Precauciones

El oxígeno puede ser tóxico a elevadas presiones parciales.

Algunos compuestos como el ozono, el peróxido de hidrógeno y radicales hidroxilo son muy tóxicos, produciendo estrés oxidativo. El cuerpo humano posee mecanismos de protección contra estas especies tóxicas. Por ejemplo la superoxido dismutasa, catalasa y la glutation peroxidasa actúan como antioxidantes enzimáticos, al igual que la bilirrubina (un producto derivado del metabolismo de la hemoglobina), la vitamina C, vitamina E, etc. que actúan como antioxidantes no enzimáticos o barredores de radicales libres.

Véase también

• Anoxia
• Ciclo del oxígeno
• Oxígeno diatómico o gaseoso
• Terapia mediante oxígeno

Enlaces externos

• Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre OxígenoCommons.
• Enciclopedia Libre
• Los Alamos National Laboratory - Oxygen
• WebElements.com - Oxygen
• EnvironmentalChemistry.com - Oxygen
• It's Elemental - Oxygen
• Oxygen Therapy - The First 150 Years
• Oxygen Toxicity