Oxígeno


Símbolo: O
Clasificación: Elementos anfígenos o calcógenos Grupo 16  No metal


Número Atómico: 8
Masa Atómica: 15,9994
Número de protones/electrones: 8
Número de neutrones (Isótopo 16-O): 8
Estructura electrónica: [He] 2s2 2p4
Electrones en los niveles de energía: 2, 6
Números de oxidación: -2. Raras: -1, +1, +2


Electronegatividad: 3,44
Energía de ionización (kJ.mol-1): 1310
Afinidad electrónica (kJ.mol-1): 141
Radio atómico (pm): 66
Radio iónico (pm) (carga del ion): 140 (-2), 22 (+1)


Entalpía de fusión (kJ.mol-1): 0,222
Entalpía de vaporización (kJ.mol-1): 3,41


Punto de Fusión (ºC): -218,79
Punto de Ebullición (ºC): -182,95
Densidad (kg/m3): 1,429; (0 ºC)
Volumen atómico (cm3/mol): 14,04
Estructura cristalina: Cúbica
Color: Incoloro


Isótopos: Tres isótopos naturales: 16-O (99,762%), 17-O (0,038%) y 18-O (0,200%). Doce inestables cuyo período de semidesintegración oscila entre 8,58 milisegundos (13-O) y 122,24 segundos (15-O).



Descubierto en: 1772
Descubierto por: K. Scheele y J. Priestley
Fuentes: aire (destilación fraccionada, 99%), agua (electrólisis, 1%).
Usos: El oxígeno es necesario para las combustiones, respiración, fotosíntesis. Podría decirse que es el nexo entre todos los elementos- el fuego necesita oxígeno para producirse, el aire sin oxígeno sería fatal para las persona, los animales y las plantas, el agua es (en peso) un 89% oxígeno, y las plantas crecen en la Tierra en gran parte debido a la fotosíntesis- las plantas "comen" dióxido de carbono y producen oxígeno puro. También se usa ampliamente en la industria (convertidores de acero, síntesis de ácido nítrico, etc.), medicina y como combustible (soldadura autógena).


Curiosidades sobre el elemento: Hasta 1961 el oxígeno fue el elemento de referencia para la asignación de masas atómicas relativas. A partir de ese momento se usa el 12-C.
Durante muchos siglos, solo ocasionalmente se pensó que el aire estaba formado por más de un componente. El oxígeno lo prepararon muchos, incluyendo a Baten y Borch, pero no sabían como aislarlo ni estudiar sus propiedades y no lo reconocían como una sustancia elemental. Se asigna a Priestley su descubrimiento (hacia 1772), aunque Scheele también lo descubrió de forma independiente, en el transcurso de sus trabajos sobre la combustión.
El reconocimiento de que el oxígeno y el nitrógeno eran componentes del aire condujo a la teoría del flogisto de la combustión que "entretuvo" a los químicos durante un siglo.
Lavoisier reconoció su importancia en los procesos relacionados con la vida.
Cailletet y Pictet licuaron el oxígeno en 1877 y la producción industrial comenzó en 1902 gracias al proceso de licuación del aire de Linde.
Actualmente se obtiene por licuación del aire y destilación fraccionada del mismo (99% de la producción). En el laboratorio se prepara por electrólisis del agua (restante 1%) y por calentamiento de clorato de potasio con dióxido de manganeso como catalizador, descomposición térmica de óxidos (HgO), descomposición catalítica (níquel platinado) de peróxido de hidrógeno u otros peróxidos metálicos.
El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza: 50,3% en peso (incluyendo agua y atmósfera). En la atmósfera constituye el 21% en volumen (la atmósfera de Marte contiene un 0,15% de oxígeno). Alrededor de 2/3 del cuerpo humano y 9/10 del agua es oxígeno. Es el tercer elemento más abundante en el Sol y juega un papel importante en el ciclo del carbono-nitrógeno, proceso que antiguamente se pensaba que daba la energía al Sol y a las estrellas. En condiciones de excitación, el oxígeno da los colores rojo brillante y verde-amarillento de la aurora.
El O2 es la forma alotrópica más abundante del oxígeno. Es un gas paramagnético (posee electrones desapareados), incoloro, inodoro e insípido. En estado líquido y sólido es azul pálido y fuertemente paramagnético. En estado sólido presenta tres modificaciones: a-O2 (ortorrómbica, entre 0-23,88 K, r = 1,40 g/cm3), b-O2 (romboédrica, entre 23,88-43,80 K, r = 1,39 g/cm3) y g-O2 (cúbica, entre 43,80-54,36 K (Punto de fusión), r = 1,32 g/cm3).
La solubilidad en agua disminuye con el aumento de la temperatura (como en el resto de los gases), pero que aquí tienen importancia para la vida de los seres acuáticos; a 20ºC se disuelve como máximo 3,03 volumen/% de oxígeno en agua.
El oxígeno es muy reactivo y es el componente de cientos de miles de compuestos orgánicos e inorgánicos: se combina con todos los elementos. El proceso de combustión es más vivo en oxígeno puro que en aire. Con oxígeno líquido el proceso de combustión puede ser explosivo, sobre todo si la sustancia presenta gran superficie. En el caso de los metales, el proceso de oxidación (corrosión) produce importantes daños económicos. El oxígeno consumido en los procesos de oxidación es repuesto por los vegetales.
La mayor parte del consumo de oxígeno se produce en los hornos de obtención de acero por soplado de oxígeno. Otros consumidores importantes son las industrias consumidoras de gas de síntesis (CO + H2): amoniaco (nítrico) y metanol, síntesis de óxido de etileno y soldadura oxiacetilénica.
El ozono (O3) (la otra forma alotrópica del oxígeno) fue descubierto en 1839 por Schönbein. Es una sustancia muy activa que se forma por acción de descargas eléctricas o de luz ultravioleta sobre el oxígeno. Es un gas diamagnético azulado, de olor característico (el que se percibe después de las tormentas con importante aparato eléctrico). Su presencia en la atmósfera (en una cantidad equivalente a una capa de 3 mm de espesor en condiciones ordinarias de presión y temperatura) ayuda a impedir que los peligrosos rayos ultravioleta del Sol alcancen la superficie de la Tierra: se transforma por efecto de los rayos UV en oxígeno. Los contaminantes atmosféricos (derivados halogenados de hidrocarburos, fundamentalmente) tienen efectos negativos sobre esta capa.
Es débilmente soluble en agua. En estado líquido es azul oscuro y en estado sólido es violeta oscuro.
Se emplea como desinfectante del agua y blanqueante, ya que al descomponerse para formar O2, se forma como intermedio oxígeno atómico.
El ozono es una sustancia gaseosa tóxica, ya que es un potente oxidante: produce irritación de la mucosas.
Las plantas y animales dependen del oxígeno para la respiración. En los hospitales se usa oxígeno en pacientes con problemas respiratorios: el gas debe contener un 7% de O2 como mínimo. La inhalación de oxígeno puro es perjudicial y sobre todo si es a presión, por lo que se mezcla con gases nobles para estos fines.