Osíxeno (elemento)

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.
Este é un dos 1000 artigos que toda Wikipedia debería ter.
Osíxeno
NitróxenoOsíxenoFlúor
-
  Cubic crystal shape.png
 
8
O
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
O
S
Táboa periódica dos elementos
Información xeral
Nome, símbolo, número Osíxeno, O, 8
Serie química Non metais
Grupo, período, bloque 16, 2, p
Densidade 1,429 kg/m3
Aparencia Incoloro
N° CAS {{{CAS}}}
N° EINECS {{{EINECS}}}
Propiedades atómicas
Masa atómica 15,9994 u
Radio medio {{{radio_medio}}} pm
Radio atómico (calc) 60 (48) pm
Radio covalente 73 pm
Radio de van der Waals 152 pm
Configuración electrónica 1s22s22p4
Electróns por nivel de enerxía {{{electróns_por_nivel}}}
Estado(s) de oxidación -2, -1 (neutro)
Óxido {{{óxido}}}
Estrutura cristalina cúbica
Propiedades físicas
Estado ordinario Gas (paramagnético)
Punto de fusión 50,35 K
Punto de ebulición 90,18 K
Punto de inflamabilidade {{{P_inflamabilidade}}} 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
Volume molar 17,36×10-3 m3/mol
Velocidade do son 317,5 m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividade (Pauling) 3,44
Calor específica 920 J/(K·kg)
Condutividade eléctrica S/m
Condutividade térmica 0,026 74 W/(K·m)
1.ª Enerxía de ionización 1313,9 kJ/mol
2.ª Enerxía de ionización 3388,3 kJ/mol
3.ª Enerxía de ionización 5300,5 kJ/mol
4.ª Enerxía de ionización 7469,2 kJ/mol
5.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización5}}} kJ/mol
6.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización6}}} kJ/mol
7.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª enerxía de ionización {{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos máis estables
iso AN Período MD Ed PD
MeV
16O 99,762% estable con 8 Neutróns
17O 0,038% estable con 9 Neutróns
18O 0,2% estable con 10 Neutróns
Nota: unidades segundo o SI e en CNPT, salvo indicación contraria.
Osíxeno líquido do que se desprenden burbullas de osíxeno gaseoso.

O osíxeno, ou oxíxeno, é un elemento químico de número atómico 8 e símbolo O. Na súa forma molecular, O2, é un gas a temperatura ambiente.En estado neutro ten oito protóns, 8 neutróns e 8 electróns. É un membro dos calcógenos na táboa periódica e é un elemento non metálico altamente reactivo que forma facilmente compostos (especialmente óxidos) coa maioría de elementos, excepto cos gases nobres helio e neon. Así mesmo, é un forte axente oxidante e ten a segunda electronegatividade máis alta de todos os elementos, só superado polo flúor.[1] Medido pola súa masa, o osíxeno é o terceiro elemento máis abundante do universo, tras o hidróxeno e o helio,[2] e o máis abundante na codia terrestre, formando practicamente a metade da súa masa.[3] Debido ao seu reactividade química, o osíxeno non pode permanecer na atmosfera terrestre como elemento libre sen ser reabastecido constantemente pola acción fotosintética dos organismos que utilizan a enerxía solar para producir osíxeno elemental a partir da auga. O osíxeno elemental O2 soamente empezou a acumularse na atmosfera logo da aparición destes organismos, aproximadamente fai 2500 millóns de anos.[4] O osíxeno diatómico constitúe o 20,8 % do volume da atmosfera terrestre.[5]

É un dos elementos máis importantes da química orgánica e participa de forma moi importante no ciclo enerxético dos seres vivos, esencial na respiración celular dos organismos aeróbicos. É un gas incoloro, inodoro e insípido. Existe unha forma molecular formada por tres átomos de osíxeno, O3, denominada ozono, cuxa presenza na atmosfera protexe a Terra da incidencia de radiación ultravioleta procedente do Sol.

Un átomo de osíxeno combinado con dous de hidróxeno forman unha molécula de auga.

Características principais[editar | editar a fonte]

En condicións normais de presión e temperatura, o osíxeno atópase en estado gasoso formando moléculas diatómicas (O2) que, a pesar de ser inestables, se xeran durante a fotosíntese das plantas e son despois usadas polos animais na respiración (ver ciclo do osíxeno).

O osíxeno líquido e sólido ten unha lixeira coloración azulada e nos dous estados é moi paramagnético. O osíxeno líquido obtense correntemente da destilación fraccionada do aire líquido xunto co nitróxeno.

Reacciona coa práctica totalidade dos metais (exceptuando os metais nobres) provocando a corrosión.

Aplicacións[editar | editar a fonte]

A principal utilización do osíxeno é como oxidante, pola súa elevada electronegatividade, só superada polo flúor, así, por exemplo, úsase osíxeno líquido en motores de propulsión dos foguetes, e nos procesos industriais e no transporte o osíxeno para a combustión tómase directamente do aire. Outras aplicacións industriais son a soldadura e a fabricación de aceiro e metanol.

A medicina tamén fai uso do osíxeno subministrándoo como suplemento a pacientes con dificultades respiratorias; e empréganse botellas de osíxeno en diversas prácticas deportivas como o submarinismo ou laborais, no caso de acceso a locais cerrados ou escasamente ventilados, con atmosferas contaminadas (limpeza interior de depósitos, traballo en salas de pintura, etc.)

O Osíxeno provoca euforia nas persoas que o inhalan, polo que se ten usado de xeito histórico como divertimento (o que segue a ser válido hoxe en día). No século XIX usouse tamén, mesturado con óxido nitroso como analxésico.

Historia[editar | editar a fonte]

O osíxeno, do grego οξυ- (oxy-), de οξύς (oxýs), agudo, ácido, e -ξενο (-xeno), de γένος (génos), orixe, nome dado por Lavoisier en 1774, leva un nome etimoloxicamente erróneo na medida en que hai moitos ácidos que non teñen osíxeno. Descuberto polo boticario sueco Karl Wilhelm Scheele no 1771, pero o seu traballo non tivo recoñecemento inmediato, sendo en ocasións atribuído a Joseph Priestley, que fixo un descubrimento independente o 1 de agosto de 1774.

Abundancia e obtención[editar | editar a fonte]

É o elemento máis abundante da codia terrestre (arredor dun 46,7%), e dos océanos (arredor do 87% como compoñente da auga) e o segundo na atmosfera (cerca do 20%).

Os óxidos de metais, silicatos (SiO44-) e carbonatos (CO32-) atópanse a miúdo en rochas e chan. Na atmosfera atópase como osíxeno molecular, O2, dióxido de carbono e en menor proporción como monóxido de carbono (CO), ozono (O3), dióxido de nitróxeno (NO2), monóxido de nitróxeno (NO), dióxido de xofre (SO2), etc.

Nos planetas exteriores (máis lonxe do Sol) e en cometas atópase auga xeada e outros compostos de osíxeno, por exemplo, en Marte hai dióxido de carbono xeado. O espectro deste elemento tamén se aprecia con frecuencia nas estrelas.

Compostos[editar | editar a fonte]

a súa alta electronegatividade fai que reaccione con case calquera elemento químico, agás os gases nobres. O composto máis salientable que forma é a auga (H2O); outros compostos ben coñecidos son o dióxido de carbono, os alcois (R-OH), aldehidos, (R-CHO), e ácidos carboxílicos (R-COOH).

Os radicais clorato (ClO3-), perclorato (ClO4-), cromato (CrO42-), dicromato (Cr2O72-), permanganato (MnO4-) e nitrato (NO3-) son fortes axentes oxidantes. Os Epóxidos son éteres nos cales o átomo de osíxeno forma parte dun anel de tres átomos.

O Ozono (O3) fórmase por descargas eléctricas en presenza de osíxeno molecular (durante as tormentas eléctricas por exemplo). Tense atopado no osíxeno líquido, en pequenas cantidades, unha dobre molécula de osíxeno (O2)2.

Papel biolóxico[editar | editar a fonte]

O osíxeno respirado polos organismos aerobios, liberado polas plantas mediante a fotosíntese, participa na conversión de nutrientes en enerxía (ATP). A súa diminución provoca hipoxemia, e a falla total del, anoxia que pode provocar a morte do organismo.

Isótopos[editar | editar a fonte]

O Osíxeno ten tres isótopos estables e dez radioactivos. Os radioisótopos correspondentes teñen unha vida media menor de tres minutos.

Precaucións[editar | editar a fonte]

O Osíxeno pode ser tóxico a elevadas presións parciais.

Algúns compostos como o ozono, o peróxido de hidróxeno e radicais hidroxilo son moi tóxicos. O corpo humano desenvolveu mecanismos de protección contras estas especies tóxicas. Por exemplo, a glutación actúa como antioxidante, o mesmo que a bilirrubina (un produto derivado do metabolismo da hemoglobina).

As atmosferas ricas en osíxeno en presenza de materiais combustibles son susceptibles de provocar incendios que se propagan con gran rapidez, o mesmo ca explosións. Outro tanto pasa se as fontes de osíxeno son cloratos, percloratos, dicromatos, etc.; estes compostos con alto poder oxidante poden provocar tamén queimaduras químicas.

Notas[editar | editar a fonte]

  1. "WebElements Periodic Table of the Elements | Oxygen | Electronegativity" (en inglés). Webelements.com. http://www.webelements.com/oxygen/electronegativity.html. Consultado o 22 de julio de 2012. 
  2. Emsley, John. "Oxygen" (en inglés). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford, Reino Unido: Oxford University Press. pp. 297. ISBN 0-19-850340-7. 
  3. "Oxygen" (en inglés). Los Alamos National Laboratory. 26 de outubro de 2007. http://web.archive.org/web/20071026034224/http://periodic.lanl.gov/elements/8.html. Consultado o 7 de julio de 2012. 
  4. (en inglés) NASA Research Indicates Oxygen on Earth 2.5 Billion Years ago. NASA. 27 de setembro de 2007. http://www.nasa.gov/home/hqnews/2007/sep/HQ_07215_Timeline_of_Oxygen_on_Earth.html. Consultado o 22 de julio de 2012. 
  5. Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). ""Oxygen"" (en inglés). The Encyclopedia of the Chemical Elements. Nova York: Reinhold Book Corporation. pp. 499–512. LCCN:68-29938. 

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Commons
Commons ten máis contidos multimedia na categoría: Osíxeno

Bibliografía[editar | editar a fonte]

  • Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). "Oxygen". The Encyclopedia of the Chemical Elements. New York: Clifford A. Hampel. pp. 499–512. LCCN 68-29938. 
  • Emsley, John (2001). "Oxygen". Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford, Inglaterra, UK: Oxford University Press. pp. 297–304. ISBN 0-19-850340-7. 
  • Raven, Peter H.; Ray F. Evert, Susan E. Eichhorn (2005). Biology of Plants, 7th Edition. Nova York: W.H. Freeman and Company Publishers. pp. 115–27. ISBN 0-7167-1007-2. 
  • Walker, J. (1980). "The oxygen cycle". Handbook of Environmental Chemistry. Volume 1. Part A: The natural environment and the biogeochemical cycles. Berlín; Heidelberg; Nova York: Hutzinger O.. p. 258. ISBN 0-387-09688-4. 

Outros artigos[editar | editar a fonte]

Ligazóns externas[editar | editar a fonte]