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Oxígeno

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Posición del oxígeno en la tabla periódica; grupo 16, periodo 2
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Nombre, símbolo, Z: Oxígeno, O, 8
Serie química: No metales
Grupo, periodo, bloque: 16, 2 , p
Configuración electrónica: [He] 2s2 2p4
Propiedades atómicas
Masa atómica: 15,9994 uma
Radio atómico: 48 pm
 - Medio 60 pm
 - Covalente 73 pm
 - De Van der Waals 152 pm
Nº de oxidación (óxido): -2, -1 (neutro)
Electronegatividad: 3,44 (Pauling)
Potencial de ionización 1313,9 (kJ/mol):
 - 2.º = 3388,3  - 3.º = 5300,5  - 4.º = 7469,2

† Calculado a partir de distintas longitudes de enlace covalente, metálico o iónico.

Propiedades físicas
Estado: Gas
Estructura cristalina: Cúbica
Color: Incoloro
Densidad: 1,429 kg/
Dureza (Mohs): Sin datos
Conductividad eléctrica: __ S/m
Conductividad térmica: 0,02674 W/(m·K)
Calor específico: 920 J/(kg·K)
Punto de fusión: 50,35 K
Entalpía de fusión: 0,22259 kJ/mol
Punto de ebullición: 90,18 K
Entalpía de vaporización: 3,4099 kJ/mol
Presión de vapor: __ Pa
Velocidad del sonido: 317,5 m/s
Isótopos más estables
iso. AN (%) Vida media MD ED (MeV) PD
16O 99,762 El O es estable con 8 neutrones
17O 0,038 El O es estable con 9 neutrones
18O 0,2 El O es estable con 10 neutrones
Valores en el SI y en condiciones normales (0 ºC y 1 atm), salvo indicación en contra.


El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y símbolo O. En su forma molecular, O2, es un gas a temperatura ambiente y representa aproximadamente el 20% de la composición de la atmósfera terrestre. Es uno de los elementos más importantes de la química orgánica; participa de forma muy importante en el ciclo energético de los seres vivos —esencial en la respiración celular de los organimos aeróbicos— y junto con el hidrógeno forma el agua. Existe una forma alotrópica formada por tres átomos de oxígeno, O3, denominada ozono cuya presencia en la atmósfera protege la Tierra de la inicidencia de radiación ultravioleta procedente del Sol.

Características principales

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).

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.

Aplicaciones

La principal utilización del oxígeno es como oxidante ya que tiene una elevada electronegatividad, sólo superada por el flúor, así, por ejemplo, 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.

Papel 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.

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 Karl 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.

Símbolo del O usado por Dalton, un círculo Símbolo químico empleado por Dalton para el oxígeno.

Abundancia y obtención

Es el elemento más abundante de la corteza terrestre (un 46,7% estimado), y de los océanos (en torno al 87% como componente del agua) y el segundo en la atmósfera (cerca del 20%).

Los óxidos de metales, silicatos (SiO44-) y carbonatos (CO32-) se encuentran con frecuencia en rocas y suelo. En la atmósfera se encuentra como oxígeno molecular, O2, dióxido de carbono y en menor proporción como monóxido de carbono (CO), ozono (O3), dióxido de nitrógeno (NO2), monóxido de nitrógeno (NO), dióxido de azufre (SO2), etc.

En los planetas exteriores (más alejados del Sol) y en cometas se encuentra agua congelada y otros compuestos de oxígeno, por ejemplo, en Marte hay dióxido de carbono congelado. El espectro de este elemento también se aprecia a menudo en las estrellas.

Compuestos

Su alta electronegatividad le hace reaccionar con casi cualquier elemento químico exceptuando los pocos gases nobles. El compuesto más notable del oxígeno es el agua (H2O); otros compuestos bien conocidos son el dióxido de carbono, los alcoholes (R-OH), aldehídos, (R-CHO), y ácidos carboxílicos (R-COOH).

Los radicales clorato (ClO3-), perclorato (ClO4-), cromato (CrO42-), dicromato (Cr2O72-), permanganato (MnO4-) y nitrato (NO3-) son fuertes agentes oxidantes. Los Epóxidos son éteres en los que el átomo de oxígeno forma parte de un anillo de tres átomos.

El Ozono (O3) se forma mediante descargas eléctricas en presencia de oxígeno molecular (durante las tormentas eléctricas por ejemplo). Se ha encontrado en el oxígeno líquido, en pequeñas cantidades, una doble molécula de oxígeno (O2)2.

Isótopos

Oxígeno tiene tres isótopos estables y diez radioactivos. Los radioisótopos todos tienen una vida media de menos de tres minutos.

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. El cuerpo humano ha desarrollado mecanismos de protección contras estas especies tóxicas. Por ejemplo la glutación actúa como antioxidante, al igual que la bilirrubina (un producto derivado del metabolismo de la hemoglobina).

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.

Referencias

H   He
Li Be   B C N O F Ne
Na Mg   Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba   Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra   Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh  
  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr