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
Dureza {{{dureza}}}
Aparencia Incoloro
Oxygen discharge tube.jpg
N° CAS {{{CAS}}}
N° EINECS {{{EINECS}}}
Propiedades atómicas
Masa atómica 15,99903 – 15,99977 [1] 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.

O osíxeno ou oxíxeno (pronunciado /oks/[2][3]), é un elemento químico de número atómico 8 e símbolo O. O seu nome provén das raíces gregas ὀξύς (oxys) («ácido», literalmente «punzante», en referencia ao sabor dos ácidos) e γόνος (-gonos) («productor», literalmente «enxendrador»), porque na época en que se lle deu esta denominación críase, incorrectamente, que todos os ácidos requirían osíxeno para a súa composición. En condicións normais de presión e temperatura, dous átomos do elemento enlázanse para formar o dióxido, un gas diatómico incoloro, inodoro e insípido con fórmula O2. Esta sustancia comprende unha importante parte da atmosfera e resulta necesaria para soster a vida terrestre.

En estado neutro ten oito protóns, 8 neutróns e 8 electróns. É un membro dos calcóxenos 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.[4] Medido pola súa masa, o osíxeno é o terceiro elemento máis abundante do universo, tras o hidróxeno e o helio,[5] e o máis abundante na codia terrestre, formando practicamente a metade da súa masa.[6] 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.[7] O osíxeno diatómico constitúe o 20,8 % do volume da atmosfera terrestre.[8]

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.

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]

Estrutura[editar | editar a fonte]

Tubo de descarga cheo de osíxeno puro.
Un fío de osíxeno líquido desvíase por un campo magnético, ilustrando a súa propiedade paramagnética.

En condicións normais de presión e temperatura o osíxeno é un gas incoloro e inodoro con fórmula molecular O2, no que dous átomos de osíxeno se enlazan cunha configuración electrónica en estado triplete. Este enlace ten un orde de enlace de dúas e adóitase simplificar nas descricións como un enlace dobre[9] ou como unha combinación dun enlace de dous electróns e dous enlaces de tres electróns.[10]

O osíxeno triplete —non debe confundirse co ozono, O3— é o estado fundamental da molécula O2,[11] que conta con dous electróns desemparellados que ocupan dous orbitais moleculares dexenerados.[12] Estes orbitais clasifícanse como antienlaces -debilitan a orde de enlace de tres a dous-, de maneira que o enlace do diosíxeno é máis débil que o triplo enlace do nitróxeno diatómico, no que todos os orbitais dos enlaces moleculares reénchense, pero algúns orbitais de antienlace non o están.[11]

Na súa forma normal de triplete, as moléculas de O2 son paramagnéticas; é dicir, que en presenza dun campo magnético forman un imán, debido ao momento magnético do spin dos electróns desemparellados na molécula e a interacción de cambio negativa entre moléculas de O2 contiguas.[13] Un imán atrae ao osíxeno líquido ata tal punto que, en demostracións de laboratorio, un fío de osíxeno líquido pode sosterse contra o seu propio peso entre os polos dun imán potente.[14][15]

O osíxeno molecular singlete é un nome dado a varias especies de O2 de maior enerxía, nos que todos os spins dos electróns se emparellan. É moito máis reactivo con moléculas orgánicas habituais que o osíxeno molecular en si mesmo. Na natureza, o osíxeno singlete adóitase formar co auga na fotosíntese, usando a enerxía solar.[16] Tamén se produce na troposfera por mor da fotólise do ozono pola luz de onda curta,[17] así como polo sistema inmunitario como unha fonte de osíxeno activo.[18] Nos organismos fotosintéticos -e posiblemente tamén nos animais-, os carotenoides xogan un papel fundamental na absorción de enerxía do osíxeno singlete e a conversión deste ao seu estado non excitado antes de que poida causar dano aos tecidos.[19]

Alótropos[editar | editar a fonte]

El átomo central está cargado positivamente e os átomos exteriores.
O ozono é un gas pouco común na Terra e encóntrase na súa maior parte na estratosfera.
Artigo principal: Alótropos do osíxeno.

O alótropo máis normal do osíxeno elemental é o chamado diosíxeno (O2), que ten unha lonxitude de enlace de 121 pm e unha enerxía de enlace de 498 kJ•mol−1.[20] Esta é a forma que usan as formas de vida complexas, como os animais, na súa respiración celular (véxase rol biolóxico) e é a forma que ten unha grande importancia na composición da atmosfera terrestre (véxase Abundancia).

O triosíxeno (O3) coñécese habitualmente como ozono e é un alótropo moi reactivo, daniño para o tecido pulmonar.[21] O ozono prodúcese na atmosfera superior cando o O2 combínase co osíxeno atómico a causa da división do O2 pola radiación ultravioleta.[22] Xa que o ozono é un poderoso absorbente na rexión ultravioleta do espectro electromagnético, a capa de ozono da atmosfera superior funciona como un escudo protector da radiación que recibe o planeta.[22] Preto da superficie terrestre, non obstante, é un contaminante formado como subproduto das emisións de automóbiles.[21] A molécula metaestable do tetraosíxeno (O4) non foi descuberta ata 2001,[23][24] e deuse por descontado que existía nunha das seis fases do osíxeno sólido. En 2006 demostrouse que esta fase, creada mediante a presurización do O2 a 20 GPa, é, de feito, un clúster[nota 1] O8 do sistema trigonal.[25] Este clúster ten potencial para ser un oxidante moito máis potente que o O2 y el O3 e podería, polo tanto, ser usado como propulsor de foguetes.[23][24] En 1990 descubriuse unha fase metálica cando o osíxeno sólido se somete a unha presión superior a 96 GPa[26] e demostrouse en 1998 que a temperaturas moi baixas se converte en superconductor.[27]

Propiedades físicas[editar | editar a fonte]

Un diagrama dunha esfera concéntrica mostrando, dende o núcleo ata a codia exterior, estratos de ferro, silicio, osíxeno, neon, carbón, helio e hidróxeno.
Na fase tardía da vida dunha estrela masiva, o 16O concéntrase na codia O, o 17O faino na codia H e o 18O na codia He.
Por unha coincidencia interesante da natureza, o osíxeno líquido ten a cor celeste do ceo. É importante observar que non obstante, estes dous fenómenos non teñen relación (o azul do ceo é debido á dispersión de Rayleigh e estaría presente aínda que non houbese osíxeno no aire).
O mapamundi sinala que o osíxeno da superficie mariña reducese en torno ao ecuador e incrementase preto dos polos.
A auga fría contén máis O2 disolto.
Véxase tamén: Osíxeno líquido e osíxeno sólido.

O osíxeno é máis soluble en auga que o nitróxeno; esta contén aproximadamente unha molécula de O2 por cada dous moléculas de N2, comparado coa proporción na atmosfera, que vén a ser de 1:4. A solubilidade do osíxeno na auga depende da temperatura, disolvéndose arredor do dobre (14,6 mg•L−1) a 0 °C que a 20 °C (7,6 mg•L−1).[13][28] A 25 °C e 1 atmósfera de presión, o auga doce conten arredor de 6,04 mililitros (ml) de osíxeno por litro, mentres que a auga mariña contén arredor de 4,95 ml por litro.[29] A 5 °C a solubilidade incrementase ata 9,0 ml (un 50 % máis que a 25 °C) por litro na auga e 7,2 ml (45 % máis) na auga do mar.

O osíxeno condensase a 90,20 K (-182,95 °C, -297,31 °F) e conxélase a 54,36 K (-218,79 °C, -361,82 °F).[30] Tanto o O2 líquido como o sólido son sustancias cunha suave cor azul ceo causado pola absorción no vermello, en contraste coa cor azul do ceo, que se debe á dispersión de Rayleigh da luz azul. O O2 líquido de gran pureza adóitase obter a través da destilación fraccionada de ar licuado.[31] O osíxeno líquido tamén pode producirse por condensación do ar, usando nitróxeno líquido como refrixerante. É unha sustancia altamente reactiva e debe separarse de materiais inflamables.[32]

Isótopos e orixe estelar[editar | editar a fonte]

Artigo principal: Isótopos do osíxeno.

O osíxeno que atopamos na natureza componse de tres isótopos estables: 16O, 17O e 18O, sendo o 16O o máis abundante (99,762 % de abundancia natural).[33]

A maior parte do 16O sintetizase ao final do proceso de combustión do helio nunha estrela masiva, pero outra parte prodúcese no proceso de combustión do neón.[34] O 17O xorde fundamentalmente pola combustión do hidróxeno en helio durante o ciclo CNO, converténdoo nun isótopo común nas zonas de combustión de hidróxeno nas estrelas.[34] Pola súa banda, a maioría do 18O producese cando o 14N —que abunda debido á combustión CNO— captura un núcleo de 4He, causando unha abundancia de 18O nas zonas ricas en helio das estrelas masivas.[34]

Caracterizáronse catorce radioisótopos, dos que os máis estables son ol 15O con un período de semidesintegración de 70,606 segundos.[33] Todos os restantes isótopos radioactivos teñen períodos de semidesintegración inferiores a 27 segundos e a maior parte destos, inferiores a 83 milisegundos.[33] A forma de descomposición dos isótopos máis lixeiros que o 16O é a descomposición β+[35][36][37] para producir nitróxeno e, para os máis pesados que o 18O, a desintegración beta para formar flúor.[33]

Abundancia[editar | editar a fonte]

A nebulosa Ollo de gato ten rexións ricas en osíxeno ionizado, mostrado de cor verde na imaxe.

O osíxeno é o elemento químico máis abundante, por masa, na biosfera, o aire, o mar e o chan terrestre. É, así mesmo, o terceiro máis abundante no universo, tralo hidróxeno e o helio.[5] Ao redor do 0,9 % da masa do Sol é osíxeno, que constitue tamén el 49,2 % da masa da codia terrestre (arredor dun 46,7%), e é o principal compoñente dos océanos (arredor do 87% como compoñente da auga)[8] O osíxeno gaseoso é o segundo compoñente máis abundante na atmosfera xa que supon un 20,8 % do seu volume e o 23,1 % da súa masa (unhas 1015 toneladas).[8][38][6][nota 2] A Terra é unha excepción entre os planetas do Sistema Solar pola alta concentración de osíxeno gaseoso na súa atmosfera; por exemplo, Marte (con un 0,1 % de O2 do total do seu volume) e Venus teñen concentracións moito menores. Con todo, o O2 que rodea a estos planetas provén exclusivamente da reacción que sofren moléculas que conteñen osíxeno, como o dióxido de carbono, por efecto da radiación ultravioleta.

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.

A inusualmente alta concentración de osíxeno gaseoso na Terra é o resultado do ciclo de circulación. Este ciclo bioxeoquímico describe o movemento do osíxeno no interior das súas tres principais reservas no planeta: a atmosfera, a biosfera e a litosfera. O factor de condución máis importante neste ciclo é a fotosíntese, responsable da atmosfera moderna da Terra, que libera osíxeno na atmosfera, mentres que os procesos de respiración e descomposición elimínano. No equilibrio actual, a produción e o consumo teñen lugar cun ratio aproximado de 1/2000 da totalidade do osíxeno atmosférico por ano.

O osíxeno non combinado tamén se dá en solucións nas masas de auga do planeta. A maior solubilidade do O2 a baixa temperatura (véxase Propiedades físicas) ten implicacións importantes para a vida mariña, xa que os océanos polares sosteñen unha densidade de vida moito maior debido ao seu superior contido de osíxeno.[nota 3] A cantidade de O2 no auga pode verse reducida pola contaminación hídrica, debido á acción da descomposición das algas e outros biomateriais por un proceso chamado eutrofización. Os científicos evalúan este aspecto da calidade do auga a través da medición da súa demanda biolóxica de osíxeno, ou cantidade de O2 necesaria para restaurala a unha concentración normal.[39]

Papel biolóxico[editar | editar a fonte]

Fotosíntese e respiración[editar | editar a fonte]

A fotosíntese divide a auga para liberar O2 e une o CO2 o azucre.

O osíxeno respirado polos organismos aerobios, liberado polas plantas mediante a fotosíntese, participa en posteriores procesos na conversión de nutrientes en enerxía (ATP). O osíxeno molecular é o aceptor último de electróns da cadea de transporte de electróns na respiración aerobia celular. A súa diminución provoca hipoxemia, e a falla total del, anoxia que pode provocar a morte do organismo.

Na natureza, o osíxeno non combinado prodúcese pola fotodescomposición da auga durante a fotosíntese. Segundo algunhas estimacións, as algas verdes e as cianobacterias de ambientes mariños proporcionan ao redor do 70 % do producido na Terra, e as plantas terrestres, o resto.[40]

Outros investigadores estiman que a contribución oceánica ao osíxeno atmosférico é aínda maior, mentres que outros a sitúan por baixo, en torno a un 45 % do osíxeno atmosférico total do planeta cada ano.[41]

Unha fórmula global simplificada da fotosíntese é:[42]

6 CO2 + 6 H2O + fotóns → C6H12O6 + 6 O2
dióxido de carbono + auga + luz solar → glucosa + diosíxeno


A evolución fotolítica do osíxeno ten lugar nas membranas dos tilacoides dos organismos fotosintéticos e require a enerxía de catro fotóns.[nota 4] Están implicados moitos procesos, pero o resultado é a formación dun gradente de protóns a través da membrana tilacoidal, que se usa para sintetizar adenosín trifosfato (ATP) por medio da fotofosforilación.[43] O O2 restante trala oxidación e rotura da molécula de auga libérase á atmosfera.[nota 5]

O diosíxeno molecular é esencial para a respiración celular en todos os organismos aerobios, xa que as mitocondrias o usan para indirectamente axudar a que máis tarde se xere adenosín trifosfato durante a fosforilación oxidativa. A ecuación da reacción global da respiración aerobia é basicamente a contraria que a da fotosíntese (aínda que o proceso non é o inverso, senón moi diferente) e simplifícase da seguinte forma:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O + 2880 kJ•mol−1

Nos vertebrados, o O2 difunde por membranas pulmonares cara aos glóbulos vermellos. A hemoglobina únese ao O2 cambiando a súa cor dun vermello azulado a un vermello brillante[21] (o CO2 libérase desde outra parte da hemoglobina mediante o efecto Bohr). Outros animais usan a hemocianina (moluscos e algúns artrópodos) ou a hemeritrina (arañas e lagostas).[38] Un litro de sangue pode disolver 200 cm³ de O2.[38]

As especies reactivas do osíxeno, como o ión superóxido (O2-) e o peróxido de hidróxeno, son perigosos subproductos do uso de osíxeno nos organismos.[38] Algunhas partes do sistema inmunitario de organismos máis avanzados, con todo, crean peróxido, superóxido e osíxeno singlete para destruír microbios invasores. As especies reactivas do osíxeno tamén teñen un rol importante na resposta hipersensible das plantas contra ataques de patóxenos.[43]

Un adulto humano en repouso respira de 1,8 a 2,4 gramos de osíxeno por minuto.[nota 6] Sumada a cantidade inhalada por todas as persoas do planeta, fai un total de 6000 millóns de toneladas de osíxeno por ano.[nota 7]

Contido no corpo[editar | editar a fonte]

O contido de osíxeno libre expresado como presión parcial no corpo dun organismo vertebrado vivo é normalmente maior no sistema respiratorio e diminúe ao longo de calquera sistema arterial, os tecidos periféricos e o sistema venoso, respectivamente. A presión parcial é a presión que tería o osíxeno se ocupase por si só o volume.[45]

Presións parciais do osíxeno no corpo humano (PO2)
Unidade Presión alveolar dos
gases pulmonares
Osíxeno do sangue arterial Gas sanguíneo venoso
kPa [nota 8] 14.2 11-13 4.0-5.3
mmHg[46][47] 107 75-100 30-40

Acumulación na atmósfera[editar | editar a fonte]

Acumulación do O2 na atmosfera terrestre: 1) Sen produción de O2; 2) O2 producido, pero absorbido en océanos e rochas do fondo mariño; 3) O O2 comeza a saír dos océanos, pero é absorbido pola superficie terrestre e debido á formación da capa de ozono; 4–5) O O2 descende e o gas acumulase.

O osíxeno gaseoso non combinado era case inexistente na atmosfera terrestre antes da evolución das bacterias e arqueobacterias fotosintéticas. Apareceu por primeira vez en cantidades significativas durante o Paleoproterozoico (fai ao redor de 2500 e 1600 millóns de anos). Nun principio, o osíxeno combinouse con ferro disolto nos océanos para crear formacións de ferro bandeado. Os océanos comezaron a exhalar osíxeno non combinado fai 2700 millóns de anos, alcanzando o 10 % do seu nivel actual fai uns 1700 millóns de anos.[48]

A presenza de grandes cantidades de osíxeno non combinado disolto nos océanos e na atmosfera puido conducir á extinción da maioría dos organismos anaerobios que vivían entón, durante a Gran Oxidación (catástrofe do osíxeno) fai uns 2400 millóns de anos. Con todo, o uso de O2 na respiración celular permite producir aos organismos aerobios moito máis ATP que os anaerobios, axudando aos primeiros a dominar a biosfera da Terra.[49] A fotosíntese e a respiración celular do O2 permitiron a evolución das células eucariotas e, finalmente, a aparición de organismos multicelulares complexos como plantas e animais.

Desde o comezo do periodo Cámbrico fai 540 millóns de anos, os niveis de O2 flutuarón entre o 15 % e o 30 % por volume.[50] Cara a finais do Carbonífero (fai uns 300 millóns de anos) o nivel de O2 na atmósfera alcanzou un volume máximo do 35 %,[50] que puido contribuír ao gran tamaño dos insectos e anfibios daquela época.[51] A actividade humana, incluíndo a combustión de 7000 millóns de toneladas de combustible fósil cada ano, tivo un impacto moi pequeno na cantidade de osíxeno combinado na atmosfera.[13] Cos niveis actuais da fotosíntese, levaría uns 2000 anos rexenerar a cantidade total de O2 na atmósfera actual.[52]

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.

Primeiros experimentos[editar | editar a fonte]

O experimento de Filón inspirou a investigadores posteriores.

Un dos primeiros experimentos coñecidos sobre a relación entre a combustión e o aire desenvolveuno o escritor sobre mecánica da Antiga Grecia Filón de Bizancio, no século II a. C. Na súa obra Pneumatica, Filón observou que investindo un recipiente sobre unha candea prendida e rodeando o pescozo deste con auga, unha parte do líquido subía polo pescozo.[53] Supuxo, de forma incorrecta, que algunhas partes do aire no recipiente convertíanse en elemento clásico do lume e, entón, era capaz de escapar a través de poros no cristal. Moitos séculos despois, Leonardo da Vinci observou que unha porción do aire consómese durante a combustión e a respiración.[54]

A finais do século XVII, Robert Boyle probou que o aire é necesario para a combustión. O químico inglés John Mayow perfeccionou o seu traballo mostrando que só requiría dunha parte do aire, que chamou spiritus nitroaereus ou simplemente nitroaereus.[55] Nun experimento, descubriu que, colocando tanto un rato como unha candea acesa nun contenedor pechado sobre auga, facía que esta subise e reemplazara un catorceavo do volume do aire antes de que se apagase a candea e morrese o rato.[56] Debido a isto, supuxo que o nitroaereus consómese tanto pola respiración como pola combustión.

Mayow observou que o antimonio incrementaba o seu peso ao quentarse e inferiu que o nitroaereus debía haberse combinado con el. Pensou tamén que os pulmóns separaban o nitroaereus do aire e pasábao ao sangue, e que a calor animal e o movemento muscular eran produto da reacción do nitroaereus con certas sustancias no corpo. Publicou informes sobre estes experimentos e outras ideas en 1668, na súa obra Tractatus duo, no tratado «De respiratione».[56]


Teoría do floxisto[editar | editar a fonte]

Artigo principal: Teoría do floxisto.
Georg Stahl axudou a desenvolver e popularizar a teoría do floxisto.

Robert Hooke, Ole Borch, Mijaíl Lomonósov e Pierre Bayen produciron osíxeno durante experimentos entre os séculos XVII e XVIII, pero ningún deles o recoñeceucomo un elemento.[57] Isto puido deberse en parte á prevalencia da filosofía da combustión e a corrosión, denominada teoría do floxisto, que por aquel entón era a explicación preferida para eses procesos.

Esta teoría, establecida en 1667 polo químico alemán Johann Joachim Becher e modificada polo tamén químico Georg Stahl en 1731,[58] postulaba que todos os materiais combustibles constaban de dous partes; unha, chamada floxisto, que era emitida ao queimar a sustancia en cuestión, e outra, denominada desfloxisticada, que se tiña pola súa verdadeira forma o calx (cinza; creta en latín).[54]

Os materiais altamente combustibles que deixan pouco residuo, como a madeira ou o carbón, críanse feitos na súa maior parte por floxisto, mentres as sustancias non combustibles que se corroen, como o ferro, conteñen moi pouco. O aire non tiña ningún papel na teoría do floxisto nin se realizaron experimentos cuantivativos para poñer a proba a idea; pola contra, baseábase en observacións do que sucedía cando algo se queimaba: os obxectos máis comúns parecían volverse máis lixeiros e perder algo no proceso.[54] O feito de que unha sustancia como a madeira realmente gañase peso no seu conxunto durante o queimado ocultábase pola flotabilidade dos produtos gaseosos da combustión. Unha das primeiras pistas sobre a falsedade da teoría do floxisto foi que os metais tamén gañaban peso na oxidación (cando supostamente perdían floxisto).

Descubrimento[editar | editar a fonte]

Carl Wilhelm Scheele adiantouse a Priestley no descubrimento, pero publicou o seu traballo con posterioridade.
O descubrimento adóitaselle adxudicar a Joseph Priestley.

Foi descuberto polo boticario sueco Karl Wilhelm Scheele que produciu osíxeno gaseoso quentando óxido de mercurio e varios nitrato ao redor do ano 1772,[8][54] Scheele chamou ao gas «aire do lume», porque era o único apoio coñecido para a combustión, e escribiu un informe do seu descubrimento nun manuscrito que titulou «Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer» («Tratado químico do aire e do lume») e enviouno ao seu editor en 1775, aínda que non se publicou ata 1777.[59] 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, este conduciu un experimento no que enfocou a luz solar sobre óxido de mercurio (II) (HgO) no interior dun tubo de cristal, que liberou un gas que el chamou «aire desfloxisticado».[8] Notou que as candeas prendían máis vívamente no gas e que o rató estaba máis activo e vivía máis tempo mentres o respiraba. Tras inhalar el mesmo o gas, escribiu: «A sensación do gas nos meus pulmóns non era perceptiblemente diferente ao do aire normal, pero sentín o meu peito particularmente lixeiro e desafogado durante un intre despois».[57] Priestley publicou os seus achados en 1775 nun artigo titulado «An Account of Further Discoveries in Air» («Informe de máis descubrimentos no aire»), que incluíu no segundo volume do seu libro titulado Experiments and Observations on Different Kinds of Air.[54][60] Debido a que publicou os seus achados primeiro, Priestley adoita ser considerado o autor do descubrimento.

O renombrado químico francés Antoine Lavoisier reclamou posteriormente descubrir a sustancia de forma independente. No entanto, Priestley visitou a Lavoisier en outubro de 1774 e faloulle sobre o seu experimento e como liberara o novo gas. Scheele tamén escribiu unha carta a Lavoisier o 30 de setembro dese mesmo ano, na que describía o seu propio descubrimento da sustancia antes descoñecida, pero o francés nunca recoñeceu habela recibila. Logo da morte de Scheele atopouse unha copia da carta entre as súas pertenencias.[59]


Contribución de Lavoisier[editar | editar a fonte]

Antoine Lavoisier desacreditou a teoría d floxisto.

Aínda que foi cuestionado na súa época, Lavoisier conduciu os primeiros experimentos cuantitativos adecuados sobre a oxidación e deu a primeira explicación correcta achega do funcionamento da combustión.[8] Usou estes e outros experimentos similares que comezaron en 1774 para desacreditar a teoría do floxisto e para demostrar que a sustancia descuberta por Priestley e Scheele era un elemento químico.

Nun experimento, Lavoisier observou que non se producía un incremento global no peso cando o estaño e o aire se quentaban nun contenedor pechado.[8] Notou que, cando abriu o contenedor, o aire entrou súbitamente nel, o que indicaba que parte do aire atrapado consumirase. Tamén notou que o estaño aumentara o seu peso e que o aumento era igual ao do peso do aire que volveu ao contenedor cando o abriu. Este e outros experimentos sobre a combustión documentaronse no seu libro Sur la combustion en général, publicado en 1777.[8] Nesa obra, probou que o aire é unha mestura de dous gases: o «aire esencial», fundamental para a combustión e a respiración, e o azoute (do grego ἄζωτον, sen vida), que non servía para ningunha das dúas, denominaríase posteriormente nitróxeno.[8]

Lavoisier renombrou ao «aire esencial» como osíxeno en 1777, desde as raíces gregas ὀξύς (oxys) (ácido, literalmente «punzante», polo sabor dos ácidos) e -γενής (-genēs) (productor, literalmente «enxendrador»), porque pensaba, erróneamente, que o oxígeno era un constituente de todos os ácidos.[22] Os químicos -en particular sir Humphry Davy en 1812- ao cabo dun tempo determinaron que Lavoisier se equivocara no seu apreciación, pois, de feito, é o hidróxeno o que forma a base dos ácidos, pero o nome xa se popularizara.

Historia posterior[editar | editar a fonte]

Robert Goddard e un foguete de combustible de osíxeno líquido.

A hipótese atómica orixinal de John Dalton asumía que todos os elementos eran monoatómicos e que os átomos dos compostos terían normalmente as relacións atómicas máis simples. Por exemplo, Dalton pensaba que a fórmula do auga era HO, presentando a masa atómica do osíxeno como 8 veces a do hidróxeno, no canto de 16, o valor que se lle dá hoxe en día.[61] En 1805, Louis Joseph Gay-Lussac e Alexander von Humboldt mostraron que a auga está formada por dous volumes de hidróxeno e un de osíxeno e, en 1811, Amedeo Avogadro deu coa correcta interpretación da composición do líquido, baseado na que hoxe se denomina Lei de Avogadro e na suposición de moléculas diatómicas elementais.[62] [nota 9]

A finais do século XIX, os investigadores déronse conta de que o aire podía licuarse e os seus compoñentes illarse mediante compresión e enfriamento. Utilizando un método de cascada, o químico e físico suizo Raoul Pictet evaporou dióxido de xofre para licuar dióxido de carbono, que pola súa banda era evaporado para arrefriar o osíxeno gaseoso o suficiente para pasalo a líquido. Enviou un telegrama á Academia de Ciencias de Francia o 22 de decembro de 1877 anunciando o seu descubrimento do osíxeno líquido.[63] Só dous días despois, o físico francés Louis Paul Cailletet anunciou o seu propio método para licuar osíxeno molecular.[63] En ambos casos só se produciron unhas poucas pingas do líquido, polo que non se puido levar a cabo unha análise concluínte. O osíxeno foi licuado de forma estable por primeira vez o 29 de marzo de 1883 polos científicos polacos da Universidade Iaguelónica Zygmunt Wróblewski e Karol Olszewski.[64]

En 1891, o químico escocés James Dewar puido producir a suficiente cantidade de osíxeno líquido para estudalo.[13] O primeiro proceso viable comercialmente para producir osíxeno líquido foi desenvolvido en 1895 de forma independente polos enxeñeiros Carl von Linde, alemán, e William Hampson, británico. Reduciron a temperatura do aire ata que se licuou e, entón, destilaron os compoñentes gaseosos facéndoos bulir un a un e capturándoos.[65] Máis tarde, en 1901, a soldadura de oxiacetileno demostrouse por primeira vez ao queimar unha mestura de acetileno e O2 comprimido. Este método de soldaxe e cortado do metal converteríase despois en corrente.[65] O físico William Thomson, en 1898, calculou que o osíxeno que permanece no planeta ten só uns 400 ou 500 anos, baseándose no ritmo de uso dos combustibles fósiles na combustión.[66][67]

En 1923, o científico estadounidense Robert Goddard converteuse na primeira persoa en desenvolver un motor foguete, que usaba gasolina como combustible e osíxeno líquido como oxidante. O 16 de marzo, fixo voar con éxito un pequeno foguete propulsado por combustible líquido durante 56 m a 97 km/h, en Auburn, Massachusetts.[65][68]

Producción industrial[editar | editar a fonte]

Empréganse principalmente dous métodos para producir 100 millóns de toneladas de O2 extraídas do aire para usos industriais cada ano[59] O máis común consiste en destilar fraccionadamente aire licuado nos seus diversos compoñentes, co N2 destilado como vapor e o O2 deixado como líquido.[59]

O outro método principal de obtención de O2 gaseoso consiste en pasar un chorro de aire limpo e seco a través dun leito de barutos moleculares de ceolita, que adsorben o nitróxeno e deixan pasar un chorro de gas que é dun 90 a un 93 % O2.[59] Simultáneamente, o outro leito de ceolita saturada de nitróxeno libera este gas ao reducir a presión de funcionamento da cámara e introducir nela ao contraxeito parte do osíxeno separado no leito productor. Logo de cada ciclo completo, os leitos intercámbianse, permitindo un fornezo constante de osíxeno. Isto coñécese por adsorción por oscilación de presión e utilízase para producir osíxeno a pequena escala.[69]

O osíxeno tamén pode producirse mediante a electrólise do auga, descompoñéndoa en osíxeno e hidróxeno, para o que debe usarse unha corrente continua; se se usase unha corrente alterna os gases de cada extremo consistirían en hidróxeno e osíxeno na explosiva relación 2:1. Contrariamente á crenza popular, a relación 2:1 observada na electrólise de corrente continua do auga acidificada non demostra que a fórmula empírica do auga sexa H2O, a menos que se asuman certas premisas sobre a fórmula molecular do hidróxeno e o osíxeno. Un método similar é a evolución electrocatalítica do O2 de óxidos a oxoácidos. Tamén se poden usar catalizadores químicos, como no xerador químico de osíxeno ou nas candeas de osíxeno que se usan no equipamento de apoio en submarinos e que aínda son parte do equipamento estándar en aerolíneas comerciais para casos de despresurización. Outra tecnoloxía de separación do aire consiste en forzar a disolución do aire a través de membranas de cerámica baseadas en dióxido de circonio, xa sexa por alta presión ou por corrente eléctrica, para producir O2 gaseoso prácticamente puro.[39]

Para grandes cantidades, o prezo do osíxeno líquido era en 2001 de aproximadamente 0,21 USD/kg.[70] O custo da enerxía necesaria para licuar o aire supón o principal custo de produción, polo cal o custo do osíxeno varía en función do prezo da enerxía.

Almacenamento[editar | editar a fonte]

Por razóns de economía, o osíxeno adóitase transportar en grandes cantidades en estado líquido, almacenado en tanques especialmente illados, xa que un litro de osíxeno licuado equivale a 840 litros de osíxeno gaseoso a presión atmosférica e 20 °C (68 °F).[59] Estas cisternas úsanse para reencher os grandes contenedores de osíxeno líquido que se atopan no exterior dos hospitais e demais institucións que necesitan inxentes cantidades de osíxeno gaseoso puro. O osíxeno líquido pásase por uns intercambiadores de calor que converten o líquido crioxénico en gas antes de que entre no edificio. O osíxeno tamén se almacena e envía en cilindros que conteñen o gas comprimido, o que resulta útil para certas aplicacións médicas portátiles e oxicorte.[59]

Usos e aplicacións[editar | editar a fonte]

O 55 % da producción mundial de osíxeno consumese na producción de aceiro, outro 25 % dedicase a industria química, do 20 % restante a maior parte usase para aplicacións medicinais, oxicorte, como oxidante en combustible de cohetes e en tratamento de augas.[39]

Medicina[editar | editar a fonte]

Artigo principal: Osixenoterapia.
Un concentrador de osíxeno na casa dun paciente con enfisema

O propósito esencial da respiración é tomar O2 do aire e, en medicina, úsanse suplementos de osíxeno. O tratamento non só incrementa os niveis de osíxeno no sangue do paciente, senón que ten o efecto secundario de diminuír a resistencia ao fluxo do sangue en moitos tipos de pulmóns doentes, facilitando o traballo de bombeo do corazón. A osixenoterapia úsase para tratar o enfisema, a pneumonía, algunhas insuficiencias cardíacas, algunhas desordes que causan unha elevada presión arterial pulmonar e calquera enfermidade que afecte á capacidade do corpo para tomar e usar o osíxeno.[71]

Os tratamentos son o suficientemente flexibles como para ser usados en hospitais, a vivenda do paciente ou, cada vez máis, con instrumentos móbiles. Así, as tendas de osíxeno adoitábanse usar como suplementos de osíxeno, pero foronse substituindo polas máscaras de osíxeno e as cánulas nasais.[72]

A medicina hiperbárica (de alta presión) usa cámaras especiais de osíxeno para aumentar a presión parcial do O2 no paciente e, cando son necesarias, no persoal médico.[73] A intoxicación por monóxido de carbono, a mionecrose (gangrena gaseosa) e o síndrome de descompresión ás veces trátanse con estes aparellos.[74] O aumento da concentración de O2 nos pulmones axuda a desprazar o monóxido de carbono do hemogrupo da hemoglobina.[75][76] O osíxeno é tóxico para a bacteria anaerobica que causa a gangrena gaseosa, de maneira que aumentar a súa presión parcial axuda a acabar con elas.[77][78] A síndrome de descompresión sucédelles aos buzos que saen demasiado rápido do mar, o que resulta na formación de burbullas de gas inerte, sobre todo nitróxeno, no seu sangue.[71][79][80]

Tamén se usa osíxeno para pacientes que necesitan ventilación mecánica, normalmente a concentracións superiores o 21 % atopado no aire ambiental. Por outra banda, o isótopo 15Ou se usou de forma experimental na tomografía por emisión de positróns.[81]

Apoio vital e uso recreativo[editar | editar a fonte]

Nos traxes espaciais úsase O2 a baixa presión.

Unha aplicación notable do O2 como gas respirable de baixa presión atópase nos traxes espaciais modernos, que envolven o corpo dos seus ocupantes con aire presurizado. Estes dispositivos usan osíxeno case puro a unha presión de ao redor dun terzo da común, resultando nunha presión parcial normal no O2 do sangue.[82][83] Este intercambio de osíxeno de alta concentración para unha baixa presión é necesario para manter a flexibilidade dos traxes espaciais.

Os buceadores e os tripulantes de submarinos tamén usan O2 artificialmente proporcionado, pero a maioría usan unha presión normal ou unha mestura de osíxeno e aire. O uso de O2 puro ou case puro en buceo a presións por encima do nivel do mar limítase xeralmente aos descansos, descompresións e tratamentos de urxencia a relativamente pouca profundidade (~6 metros o menos).[84][85] O buceo a maior profundidade require unha dilución significativa de O2 con outros gases, como nitróxeno ou helio, para axudar a previr o efecto de Paul Bert (toxicidade do osíxeno).

Os escaladores de montaña e os que viaxan en avións non presurizados ás veces teñen un suplemento de O2.[nota 10] Os pasaxeiros de avións comerciais (presurizados) teñen un fornezo de O2 para urxencias, que lles é posto automáticamente á súa disposición en caso de despresurización da cabina. Unha perda repentina de presión na cabina activa xeradores químicos de osíxeno sobre cada asento e fan caer máscaras de osíxeno. Ao tirar da máscara para comezar o fluxo de osíxeno, tal e como indican as instrucións de seguridade, fórzanse as limaduras de ferro no clorato de sodio dentro do recipiente.[39] Prodúcese, entón, un chorro constante de osíxeno debido á reacción exotérmica.

O osíxeno, como un suposto eufórico suave, ten unha historia de uso recreativo en deportes e bares de osíxeno. Estes son establecementos que apareceron en Xapón, California e Las Vegas a finais dos anos 1990 que ofertan exposicións a niveis de O2 superiores ao normal a cambio dunha determinada tarifa.[86] Os atletas profesionais, especialmente en fútbol americano, tamén saen do campo en ocasións, durante os descansos, para poñerse máscaras de osíxeno e obter unha estimulación no seu xogo. O efecto farmacolóxico é dubidoso e o efecto placebo é a explicación máis factible.[86] Existen estudos que apoian esa estimulación con mesturas de O2 enriquecido, pero só si se inhalan durante o exercicio aeróbico.[87]

Industria[editar | editar a fonte]

A maior parte do O2 producido con propósito comercial utilízase para a fundición do ferro en aceiro.

A fundición de mena de ferro en aceiro consome o 55 % do osíxeno producido comercialmente.[39] Neste proceso, o O2 é inxectado mediante unha lanza de alta presión no molde de ferro, que expulsa as impurezas de xofre e o exceso de carbono, en forma dos seus respectivos óxidos, SO2 e CO2. As reaccións son exotérmicas e a temperatura ascende ata os 1700 Cº.[39]

Outro 25 % deste osíxeno dedicase a industria química.[39] O etileno reacciona co O2 para crear óxido de etileno, que, á súa vez, convértese en etilenglicol, o material usado como base para fabricar unha gran variedade de produtos, incluíndo anticonxelantes e polímeros de poliéster (os precursores de moitos plásticos e téxtiles).[39]

O osíxeno úsase no oxicorte queimando acetileno con O2 para producir unha chama moi quente. Neste proceso, o metal de ata 60 centímetros de grosor quéntase primeiro cunha pequena chama de oxiacetileno para despois ser rápidamente cortado por un gran chorro de O2.[88]

Ciencia[editar | editar a fonte]

500 millóns de anos de cambio climático comparados co nivel de 18O.

Os paleoclimatólogos miden a relación entre o osíxeno-18 e o osíxeno-16 nos esqueletos e exoesqueletos dos organismos mariños para determinar como era o clima fai millóns de anos. As moléculas de auga do mar que conteñen o isótopo máis lixeiro, o osíxeno-16, se evaporan a un ritmo ligeramente maior que as moléculas que conteñen osíxeno-18 (un 12 % máis pesado); esta disparidade incrementase a baixas temperaturas.[89] En períodos cunha temperatura global máis baixa, a neve e a choiva procedentes desa auga evaporada tenden a ser máis ricas en osíxeno-16, mentres que a auga mariña que queda tende a selo en osíxeno-18. Os organismos mariños, xa que logo, incorporan máis osíxeno-18 nos seus esqueletos e exoesqueletos do que o farían nun medio máis cálido.[89] Os paleoclimatólogos tamén miden directamente esta relación nas moléculas de auga de mostras de núcleo de xeo que se han coservado durante varios centos de miles de anos.

Os geólogos planetarios mediron as diferenzas na abundancia de isótopos de osíxeno en mostras da Terra, a Lúa, Marte e meteoritos, pero non estiveron lonxe de poder obter valores de referencia para as relacións entre isótopos do Sol, que se creen iguais a aquelas da nebulosa protosolar. Con todo, a análise dunha oblea de silicio exposta ao vento solar no espazo e devolta á Terra pola sonda Genesis desvelou que o Sol ten unha proporción de osíxeno-16 maior que o noso planeta. A medición implica que un proceso descoñecido esgotou o osíxeno-16 do disco protoplanetario do Sol antes da fusión dos grans de po que formaron a Terra.[90]

O osíxeno presenta dúas bandas de absorción espectrofotométrica con máximos en lonxitudes de onda de 687 e 760 nanómetros. Algúns científicos de detección remota propuxeron usar a medición do resplandor procedente dos doseis de vexetación naquelas bandas para caracterizar a saúde das plantas desde unha plataforma satelital.[91] Esta aproximación explota o feito de que nesas bandas é posible distinguir a reflectividade da vexetación da súa fluorescencia, que é moito máis débil. A medición ten unha alta dificultade técnica, debido á baixa relación sinal/ruído e a estrutura física da vexetación, pero propúxose como un posible método de monitoreo do ciclo do carbono desde satélites a escala global.

Compostos[editar | editar a fonte]

O auga (H2O) é o composto de osíxeno máis familiar.

O estado de oxidación do osíxeno é -2 en case todos os compostos coñecidos do osíxeno. Pola súa banda, o estado de oxidación -1 atópase nuns cantos compostos, como os peróxido.[92] Os compostos noutro estado de oxidación son moi pouco comúns: -1/2 (superóxidos), -1/3 (ozónidos), 0 (elemental, hipofluoroso), +1/2 (dioxigenil), +1 (difluoruro de dioxígeno) e +2 (difluoruro de osíxeno).

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.

Óxidos e outros compostos inorgánicos[editar | editar a fonte]

O auga (H2O) é o óxido de hidróxeno e é o composto de osíxeno máis común. Os átomos de hidróxeno están enlazados covalentemente ao osíxeno na molécula da auga, pero tamén teñen unha atracción adicional (sobre 23,3 kJ•mol−1 por átomo de hidróxeno) cun átomo de osíxeno adxacente dunha molécula diferente.[93] Estes enlaces de hidróxeno entre as moléculas de auga mantéñenas aproximadamente un 15 % máis preto do que sería esperable nun líquido simple só coas forzas de Van der Waals.[94][nota 11]

Os óxidos, como o óxido de ferro, fórmanse cando o osíxeno se combina con outros elementos.

Debido a súa electronegatividade, o osíxeno forma enlaces químicos con case todos os demais elementos a temperaturas elevadas para dar os óxidos correspondentes. Con todo, algúns elementos forman óxidos directamente a condicións normais de presión e temperatura, como o óxido formado do ferro. A superficie de metais como o aluminio e o titanio oxidanse en presenza do aire e cóbrense cunha fina capa de óxido que pasiva o metal e ralentiza a corrosión. Algúns dos óxidos metálicos de transición atópanse na natureza como compostos non estequiométricos, con lixeiramente menos metal do que a fórmula química suxire. Por exemplo, o FeO (wustita), que se forma de xeito natural, escríbese en realidade como Fex-1O, onde a «x» está normalmente en torno a 0,05.[95]

O osíxeno como composto está presente na atmosfera en pequenas cantidades en forma de dióxido de carbono (CO2). A rocha da codia terrestre componse de grandes partes de óxidos de silicio (dióxido de silicio SiO2, que se atopa no granito e a area), aluminio (alúmina Al2O3, na bauxita e o corindón), ferro (óxido férrico Fe2O3, na hematita e no óxido) e calcio (carbonato de calcio CaCO3, na calcaria). O resto da codia terrestre componse tamén de compostos de osíxeno, en particular varios silicatos complexos. No manto terrestre, dunha masa moito maior que a codia terrestre, abundan os silicatos de ferro e magnesio.

Os silicatos solubles en auga coas formas Na4SiO4, Na2SiO3 e Na2Si2O5 utilizanse como deterxentes e adhesivos.[96] O osíxeno tamén actúa como ligazón para metais de transición, formando enlaces de O2 metálico co átomo de iridio no complexo de Vaska,[97] co platino no PtF6[98] e co centro de ferro no grupo hemo da hemoglobina.

Compostos orgánicos e biomoléculas[editar | editar a fonte]

A acetona é un material importante para a industria química.      Oxíxeno      Carbono      Hidróxeno.
O osíxeno representa máis do 40 % da masa molecular da molécula da ATP.

Entre as clases máis importantes de compostos orgánicos que conteñen osíxeno están os seguintes (onde «R» é un grupo orgánico): alcohois (R-OH), éteres (R-O-R), cetonas (R-CO-R), aldehidos (R-CO-H), ácidos carboxílicos (R-COOH), Ésteres (R-COO-R), anhídridos de ácido (R-CO-O-CO-R) e amidas (R-C(O)-NR2). Hai moitos disolventes orgánicos importantes que conteñen osíxeno, entre eles: acetona, metanol, etanol, alcohol isopropílico, furano, tetrahidrofurano, éter etílico, dioxano, etanoato de etilo, dimetilformamida, dimetilsulfóxido, ácido acético e ácido fórmico. A acetona (CH3(CO)CH3) e o fenol (C6H5OH) úsanse como materiais na síntese de moitas sustancias diferentes. Outros compostos orgánicos importantes que conteñen osíxeno son: glicerol, formaldehido, glutaraldehido, ácido acético e acetamida. Os epóxidos son éteres nos que o átomo de osíxeno forma parte dun anel de tres átomos.

O osíxeno reacciona espontáneamente con moitos compostos orgánicos a temperatura ambiente ou inferior, nun proceso chamado autoxidación.[99] A maior parte dos compostos orgánicos que conteñen osíxeno non se producen pola acción directa do O2. Os compostos orgánicos importantes na industria e o comercio producidos por oxidación directa dun precursor inclúen ao óxido de etileno e o ácido peracético.[96]

O elemento atópase en case todas as biomoléculas importantes para (ou xeradas por) a vida. Só unas cantas biomoléculas complexas comúns, como o escualeno e o caroteno, non conteñen osíxeno. Dos compostos orgánicos con relevancia biolóxica, os carbohidratos conteñen a maior proporción de osíxeno na súa masa. Todas as graxas, ácidos graxos, aminoácidos e proteínas conteñen osíxeno (debido á presenza de grupos carbonilos neses ácidos e os seus residuos de éster). O osíxeno tamén está presente en grupos de fosfato (PO4-3) nas moléculas biolóxicamente importantes que transportan enerxía, ATP e ADP, na columna vertebral e as purinas (excepto a adenina e as pirimidinas de ARN e ADN) e nos ósos como fosfato de cálcico e hidroxiapatita.

Seguridade e precaucións[editar | editar a fonte]

Toxicidade[editar | editar a fonte]

Artigo principal: Efecto de Paul Bert.
Os principais síntomas da toxicidade do osíxeno.[100]
A toxicidade do osíxeno ten lugar cando os pulmóns toman unha presión parcial do O2 maior do normal, o que pode suceder durante o buceo.

O osíxeno gaseoso pode ser tóxico a presións parciais elevadas, producindo convulsións e outros problemas de saúde.[84][nota 12][101] A toxicidade xeralmente comeza a aparecer con presións parciais de máis de 50 kPa ou 2,5 veces a presión parcial do O2 a nivel do mar (21 kPa; igual a ao redor do 50 % da composición do osíxeno a presión normal). Isto non resulta un problema excepto para pacientes con ventilación mecánica, debido a que o gas administrado a través das máscaras de osíxeno componse típicamente de só un 30 %-50 % de O2 por volume (sobre 30 kPa a presión normal), aínda que estas cifras varían sensiblemente dependendo do tipo de máscara.[57]

Durante un tempo, os bebés prematuros colocábanse en incubadoras que contiñan aire rico en O2, pero esta práctica cesou despois de que algúns destes nenos perdesen a visión.[57][102]

A respiración de O2 puro en aplicacións espaciais, como nalgúns traxes aeroespaciais modernos ou en naves pioneiras como a Apollo, non causa danos debido ás baixas presións totais utilizadas.[82][103] No caso dos traxes, a presión parcial do O2 no gas respiratorio atópase, en xeral, sobre 30 kPa (1,4 veces o normal) e a presión parcial resultante no sangue arterial do astronauta só está marxinalmente por encima do normal ao nivel do mar.

A toxicidade do osíxeno para os pulmóns e o sistema nervioso central tamén pode darse no buceo profundo e no buceo profesional.[57][84] A respiración prolongada dunha mestura de aire cunha presión parcial de O2 maior a 60 kPa pode chegar a producir unha fibrose pulmonar permanente.[104]

A exposición a presións parciais superiores a 160 kPa (~1,6 atmósferas) podería causar convulsións, normalmente fatais para os buzos. A toxicidade aguda pode producirse ao respirar unha mestura de aire con máis dun 21 % de O2 a 66 ou máis metros de profundidade; o mesmo pode ocorrer ao respirar un 100 % de O2 a só 6 metros.[104][105][106][107]

Combustión e outros riscos[editar | editar a fonte]

O interior do módulo de mando do Apollo 1. O O2 puro a unha presión maior do normal e unha faisca producirón un incendio e polo tanto a morte da tripulación da nave.

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. Os riscos de lume e explosión danse cando os oxidantes concentrados e os combustibles se situan demasiado preto entre si; con todo, a ignición, xa sexa pola calor ou por unha faísca, é necesaria para iniciar a combustión.[108] Outro tanto pasa se as fontes de osíxeno son cloratos, percloratos, dicromatos etc.; estes compostos con alto poder oxidante poden provocar tamén queimaduras químicas. O osíxeno por se mesmo non é un combustible, senón un oxidante. Os riscos da combustión tamén se aplican a compostos de osíxeno de alto potencial oxidante, como os peróxidos, cloratos, nitratos, percloratos e dicromatos, porque poden dar osíxeno ao lume

O O2 concentrado permite una combustión rápida e enérxica.[108] As tuberías e os recipientes de aceiro usados para almacenar e transmitir tanto o osíxeno líquido como o gaseoso actúan como combustible; xa que logo, o deseño e a fabricación dos sistemas de O2 requiren unha atención especial para asegurar que as fontes de ignición se minimicen.[108] O incendio que acabou coa vida da tripulación do Apollo 1 nunha proba na plataforma de lanzamento estendeuse tan rápidamente debido a que a cápsula estaba presurizada con O2 puro, pero a unha presión lixeiramente maior que a atmosférica, en lugar dunha presión de 1/3 da normal que debía usarse na misión.[nota 13][109]

En caso dun derrame de osíxeno líquido, se este chega a empaparse en materia orgánica como madeira, produtos petroquímicos e asfalto pode provocar que estes materiais detonen de forma impredicible ao sufrir un impacto mecánico posterior.[108] Do mesmo xeito que outros líquidos crioxénicos, en contacto co corpo humano pode causar conxelamento en pel e ollos.

Notas[editar | editar a fonte]

  1. En química inorgánica, o termo clúster utilízase para indicar un composto caracterizado pola presenza dun ou máis enlaces metálicos.
  2. As cifras ofrecidas son para valores de ata 80 km sobre a superficie.
  3. De The Chemistry and Fertility of Sea Waters, de H.W. Harvey, 1955, citando a C.J.J. Fox, On the coefficients of absorption of atmospheric gases in sea water, Publ. Circ. Cons. Explor. Mer, no. 41, 1907. Con todo, Harvey sostén que, de acordo a artigos posteriores en Nature, os valores parecen estar sobreestimados nun 3 %.
  4. As membranas tilacoidais son parte dos cloroplastos de algas e plantas, mentres que son unha mera estrutura membranosa máis das moitas que teñen as cianobacterias. De feito, crese que os cloroplastos evolucionaron desde as cianobacterias que unha vez foron compañeiros simbióticos dos predecesores das plantas e algas.
  5. A oxidación da auga catalízase por un complexo de enzimas que contén manganeso, coñecido como complexo enzimático capaz de lisar auga, que se atopa asociado co lumen dos discos tilacoides. O manganeso é un cofactor importante e o calcio e o cloro son tamén necesarios para que a reacción poida suceder.[43]
  6. En humanos, o volume normal é de 6 a 8 litros por minuto.[44]
  7. (1,8 gramos/min/persoa)×(60 min/h)×(24 h/día)×(365 días/ano)×(6600 millóns de persoas)/1 000 000 g/t=6240 millóns de toneladas.
  8. Derivado dos valores mmHg usando 0,133322 kPa/mmHg.
  9. Con todo, estes resultados ignoráronse na súa maior parte ata 1860. Parte deste rexeitamento debíase á crenza de que os átomos dun elemento non terían afinidade química cara os átomos do mesmo elemento, e outra parte debíase ás aparentes excepcións á Lei de Avogadro que non foran explicadas en termos de disociación de moléculas.
  10. A razón é que, incrementando a proporción de osíxeno no gas respiratorio a baixa presión, aumenta a presión parcial do O2 inspirado ata preto da do nivel do mar.
  11. Tamén, debido á maior electronegatividade do osíxeno respecto ao hidróxeno, a diferenza na carga convértea nunha molécula polar. As interaccións entre os diferentes dipolos de cada molécula causan unha forza de atracción global.
  12. Xa que a presión parcial do O2 é a proporción de O2 multiplicado pola presión total, a elevada presión parcial pode ocorrer ben por unha alta concentración de O2 no gas respiratorio, ben pola alta presión do gas ou por unha combinación de ambas.
  13. Non se identificou de xeito concluínte ningunha fonte de ignición no incendio, aínda que algunhas probas o achacan desde un arco eléctrico ata a unha faísca (Informe del Apollo 204 Review Board NASA Historical Reference Collection, NASA History Office, NASA HQ, Washington, DC).
  1. CIAAW
  2. Definicións no Dicionario da Real Academia Galega e no Portal das Palabras para osíxeno.
  3. Definicións no Dicionario da Real Academia Galega e no Portal das Palabras para oxíxeno.
  4. Webelements.com (ed.). «WebElements Periodic Table of the Elements | Oxygen | Electronegativity» (en inglés). Consultado o 22 de julio de 2012. 
  5. 5,0 5,1 Emsley, John (2001). «Oxygen». En Oxford University Press. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (en inglés). Oxford, Reino Unido. p. 297. ISBN 0-19-850340-7. 
  6. 6,0 6,1 «Oxygen». Los Alamos National Laboratory (en inglés). 26 de outubro de 2007. Consultado o 7 de julio de 2012. 
  7. NASA, ed. (27 de setembro de 2007). «NASA Research Indicates Oxygen on Earth 2.5 Billion Years ago» (en inglés). Consultado o 22 de julio de 2012. 
  8. 8,0 8,1 8,2 8,3 8,4 8,5 8,6 8,7 8,8 Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). «"Oxygen"». En Reinhold Book Corporation. The Encyclopedia of the Chemical Elements (en inglés). Nova York. pp. 499–512. LCCN:68-29938. 
  9. Purdue University (ed.). «Molecular Orbital Theory» (en inglés). Arquivado dende o orixinal o May 10, 2008. Consultado o 24/08/2014. 
  10. Pauling, L. (1960). Cornell University Press, ed. The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals : an introduction to modern structural chemistry (en inglés) (3ª ed.). Ithaca, N.Y. ISBN 0-8014-0333-2. 
  11. 11,0 11,1 Henry, Jakubowski. «Chapter 8: Oxidation-Phosphorylation, the Chemistry of Di-Oxygen». En Saint John's University. Biochemistry Online (en inglés). Consultado o 20/09/2014. 
  12. Un orbital é un concepto de mecánica cuántica que modela un electrón como unha dualidade onda-partícula que ten unha distribución espacial ao redor dun átomo ou molécula.
  13. 13,0 13,1 13,2 13,3 Emsley, John (2001). «Oxygen». En Oxford University Press. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (en inglés). Oxford, Reino Unido. pp. 297–304. ISBN 0-19-850340-7. 
  14. University of Wisconsin-Madison Chemistry Department Demonstration lab (ed.). «Demonstration of a bridge of liquid oxygen supported against its own weight between the poles of a powerful magnet» (en inglés). Arquivado dende o orixinal o 17 de decembro de 2007. Consultado o 22 de julio de 2012. 
  15. O paramagnetismo do osíxeno pode usarse analíticamente en analizadores de osíxeno gaseoso paramagnético que determinan a puridade do gas.Servomex (ed.). «Company literature of Oxygen analyzers (triplet)» (en inglés). Consultado o 21/09/2014. 
  16. Krieger-Liszkay, Anja (13 de outubro de 2004). Oxford Journals, ed. «Singlet oxygen production in photosynthesis». Journal of Experimental Botanics (en inglés) 56 (411): 337–46. doi:10.1093/jxb/erh237. PMID 15310815. 
  17. Harrison, Roy M. (1990). Royal Society of Chemistry, ed. Pollution: Causes, Effects & Control (en inglés) (2ª ed.). Cambridge. ISBN 0-85186-283-7. 
  18. Wentworth Jr., Paul; McDunn, JE; Wentworth, AD; Takeuchi, C; Nieva, J; Jones, T; Bautista, C; Ruedi, JM; Gutierrez, A et al. (13 de decembro de 2002). «Evidence for Antibody-Catalyzed Ozone Formation in Bacterial Killing and Inflammation». Science (en inglés) 298 (5601): 2195–219. Bibcode:2002Sci...298.2195W. doi:10.1126/science.1077642. PMID 12434011. 
  19. Hirayama, Osamu; Nakamura, Kyoko; Hamada, Syoko; Kobayasi, Yoko (1994). Springer, ed. «Singlet oxygen quenching ability of naturally occurring carotenoids». Lipids (en inglés) 29 (2): 149–50. doi:10.1007/BF02537155. PMID 8152349. 
  20. Chieh, Chung. University of Waterloo, ed. «Bond Lengths and Energies» (en inglés). Consultado o 11/10/2014. 
  21. 21,0 21,1 21,2 Stwertka, Albert (1998). Oxford University Press, ed. Guide to the Elements (en inglés) (revisada ed.). pp. 48–49. ISBN 0-19-508083-1. 
  22. 22,0 22,1 22,2 Parks, G. D.; Mellor, J. W. Longmans, Green and Co, ed. Mellor's Modern Inorganic Chemistry (en inglés) (6ª ed.). Londres. 
  23. 23,0 23,1 Cacace, Fulvio; de Petris, Giulia; Troiani, Anna (2001). «Experimental Detection of Tetraoxygen». Angewandte Chemie Edición Internacional (en inglés) 40 (21): 4062–65. doi:10.1002/1521-3773(20011105)40:21<4062::AID-ANIE4062>3.0.CO;2-X. PMID 12404493. 
  24. 24,0 24,1 Phillip, Ball (16 de setembro de 2001). «New form of oxygen found» (en inglés). Nature News. Consultado o 22 de xullo de 2012. 
  25. Lundegaard, Lars F.; Weck, Gunnar; McMahon, Malcolm I.; Desgreniers, Serge and Loubeyre, Paul (2006). «Observation of an O8 molecular lattice in the phase of solid oxygen». Nature (en inglés) 443 (7108): 201–04. Bibcode:2006Natur.443..201L. doi:10.1038/nature05174. PMID 16971946. 
  26. Desgreniers, S; Vohra, Y. K. & Ruoff, A. L. (1990). «Optical response of very high density solid oxygen to 132 GPa». J. Phys. Chem. (en inglés) 94 (3): 1117–22. doi:10.1021/j100366a020. 
  27. Shimizu, K.; Suhara, K., Ikumo, M., Eremets, M. I. & Amaya, K. (1998). «Superconductivity in oxygen». Nature (en inglés) 393 (6687): 767–69. Bibcode:1998Natur.393..767S. doi:10.1038/31656. 
  28. The Engineering Toolbox (ed.). «Air solubility in water» (en inglés). Consultado o 26/10/2014. 
  29. Evans, David Hudson; Claiborne, James B. (2006). CRC Press, ed. The Physiology of Fishes (en inglés). p. 88. ISBN 0-8493-2022-4. 
  30. Lide, David R. (2003). «Section 4, Properties of the Elements and Inorganic Compounds; Melting, boiling, and critical temperatures of the elements». En CRC Press. CRC Handbook of Chemistry and Physics (en inglés) (84ª ed.). Boca Raton, Florida. ISBN 0-8493-0595-0. 
  31. «Overview of Cryogenic Air Separation and Liquefier Systems» (en inglés). Universal Industrial Gases, Inc. Consultado o 15/01/2015. 
  32. Matheson Tri Gas (ed.). «Liquid Oxygen Material Safety Data Sheet» (PDF) (en inglés). Consultado o 15/01/2015. 
  33. 33,0 33,1 33,2 33,3 EnvironmentalChemistry.com (ed.). «Oxygen Nuclides / Isotopes» (en inglés). Consultado o 15/01/2015. 
  34. 34,0 34,1 34,2 Meyer, B.S. (19-21 de setembro de 2005). «Nucleosynthesis and Galactic Chemical Evolution of the Isotopes of Oxygen» (PDF). Proceedings of the NASA Cosmochemistry Program and the Lunar and Planetary Institute. Workshop on Oxygen in the Earliest Solar System (en inglés). Gatlinburg, Tennessee. 9022. Consultado o 24/01/2015. 
  35. «NUDAT 13O». Consultado o 22 de julio de 2012. 
  36. «NUDAT 14O» (en inglés). Consultado o 21/02/2015. 
  37. «NUDAT 15O» (en inglés). Consultado o 21/02/2015. 
  38. 38,0 38,1 38,2 38,3 Emsley, John (2001). «Oxygen». Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (en inglés). Oxford, Reino Unido: Oxford University Press. p. 298. ISBN 0-19-850340-7. 
  39. 39,0 39,1 39,2 39,3 39,4 39,5 39,6 39,7 Emsley, John (2001). «Oxygen». En Oxford University Press. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (en inglés). Oxford, Reino Unido. p. 301. ISBN 0-19-850340-7. 
  40. Fenical, William (setembro 1983). DIANE Publishing, ed. Plants: the potentials for extracting protein, medicines, and other useful chemicals (workshop proceedings). Marine Plants: A Unique and Unexplored Resource (en inglés). p. 147. ISBN 1-4289-2397-7. 
  41. Walker, J. C. G. (1980). Springer-Verlag, ed. The oxygen cycle in the natural environment and the biogeochemical cycles (en inglés). Berlin. 
  42. Brown, Theodore L.; LeMay, Burslen (2003). Prentice Hall/Pearson Education, ed. Chemistry: The Central Science (en inglés). p. 958. ISBN 0-13-048450-4. 
  43. 43,0 43,1 43,2 Raven, Peter H.; Ray F. Evert, Susan E. Eichhorn (2005). W.H. Freeman and Company Publishers, ed. Biology of Plants (en inglés) (7ª ed.). Nueva York. pp. 115–27. ISBN 0-7167-1007-2. 
  44. «Flow restrictor for measuring respiratory parameters». Patentstorm (en inglés). 1 de maio de 2001. Consultado o 12 de xullo de 2012. 
  45. Charles Henrickson (2005). Cliffs Notes, ed. Chemistry (en inglés). ISBN 0-7645-7419-1. 
  46. Blood gases en MedlinePlus Medical Encyclopedia.
  47. La División Médica Educativa de Brookside Associates--> ABG (Arterial Blood Gas) Recuperado o 6 de xuño de 2015
  48. Campbell, Neil A.; Reece, Jane B. (2005). Pearson – Benjamin Cummings, ed. Biology, 7ª Edición (en inglés). San Francisco. pp. 522–23. ISBN 0-8053-7171-0. 
  49. Freeman, Scott (2005). Biological Science, 2nd (en inglés). Upper Saddle River, NJ: Pearson – Prentice Hall. pp. 214, 586. ISBN 0-13-140941-7. 
  50. 50,0 50,1 Berner, Robert A. (1999). «Atmospheric oxygen over Phanerozoic time». Proceedings of the National Academy of Sciences of the USA (en inglés) 96 (20): 10955–57. Bibcode:1999PNAS...9610955B. doi:10.1073/pnas.96.20.10955. PMC 34224. PMID 10500106. 
  51. Butterfield, N. J. (2009). «Oxygen, animals and oceanic ventilation: an alternative view». Geobiology 7 (en inglés). doi:10.1111/j.1472-4669.2009.00188.x. ISSN 1472-4677. PMID 19200141. 
  52. Dole, Malcolm (1965). «The Natural History of Oxygen» (PDF). The Journal of General Physiology (en inglés) 49 (1): 5–27. doi:10.1085/jgp.49.1.5. PMC 2195461. PMID 5859927. Consultado o 16 de xuño 2015. 
  53. Jastrow, Joseph (1936). Ayer Publishing, ed. Story of Human Error (en inglés). p. 171. ISBN 0-8369-0568-7. 
  54. 54,0 54,1 54,2 54,3 54,4 Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). «"Oxygen"». The Encyclopedia of the Chemical Elements (en inglés). Nova York: Reinhold Book Corporation. p. 499. 68-29938. 
  55. contribuidores da Britannica (1911). «John Mayow». Encyclopaedia Britannica (en inglés) (11ª ed.). Consultado o 22 de xullo de 2012. 
  56. 56,0 56,1 World of Chemistry contributors (2005). «John Mayow». World of Chemistry (en inglés). Thomson Gale. ISBN 0-669-32727-1. Consultado o 20 de xuño do 2015. 
  57. 57,0 57,1 57,2 57,3 57,4 Emsley, John (2001). «Oxygen». En Oxford University Press. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (en inglés). Oxford, Reino Unido. p. 299. ISBN 0-19-850340-7. 
  58. Morris, Richard (2003). The last sorcerers: The path from alchemy to the periodic table (en inglés). Washington, D.C.: Joseph Henry Press. ISBN 0-309-08905-0. 
  59. 59,0 59,1 59,2 59,3 59,4 59,5 59,6 Emsley, John (2001). «Oxygen». En Oxford University Press. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (en inglés). Oxford, Reino Unido. p. 300. ISBN 0-19-850340-7. 
  60. Priestley, Joseph (1775). «An Account of Further Discoveries in Air». Philosophical Transactions (en inglés) 65: 384–94. doi:10.1098/rstl.1775.0039. 
  61. DeTurck, Dennis; Gladney, Larry; Pietrovito, Anthony (1997). «Do We Take Atoms for Granted?». En University of Pennsylvania. The Interactive Textbook of PFP96. Arquivado dende o orixinal o xaneiro 17, 2008. Consultado o xaneiro 28, 2008. 
  62. Roscoe, Henry Enfield; Schorlemmer, Carl (1883). A Treatise on Chemistry (en inglés). D. Appleton and Co. p. 38. 
  63. 63,0 63,1 Daintith, John (1994). Biographical Encyclopedia of Scientists (en inglés). CRC Press. p. 707. ISBN 0-7503-0287-9. 
  64. Poland – Culture, Science and Media. Condensation of oxygen and nitrogen. Recuperado o 4 de outubro de 2008.
  65. 65,0 65,1 65,2 Contribuidores de How Products are Made (2002). «Oxygen». How Products are Made (en inglés). The Gale Group, Inc. Consultado o 22 de xullo de 2012. 
  66. Paperspast.natlib.govt.nz (ed.). «Papers Past — Evening Post — 30 July 1898 — A Startling Scientific Prediction» (en inglés). Consultado o 2o de xuño do 2015. 
  67. «The Oxygen Famine». The Evening News (en inglés). 16 de xullo de 1901. Consultado o 20 de xuño do 2015. 
  68. NASA (ed.). «Goddard-1926» (en inglés). Consultado o 20 de xuño do 2015. 
  69. UIG Inc., ed. (2003). «Non-Cryogenic Air Separation Processes» (en inglés). Consultado o 22 de julio de 2012. 
  70. Space Shuttle Use of Propellants and Fluids (en inglés). National Aeronautics and Space Administration. setembro de 2001. Consultado o 22 de xullo de 2012. «NASAFacts FS-2001-09-015-KSC» 
  71. 71,0 71,1 Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). «"Oxygen"». En Reinhold Book Corporation. The Encyclopedia of the Chemical Elements (en inglés). Nova York. p. 510. 68-29938. 
  72. Sim MA, Dean P, Kinsella J, Black R, Carter R, Hughes M (2008). «Performance of oxygen delivery devices when the breathing pattern of respiratory failure is simulated». Anaesthesia (en inglés) 63 (9): 938–40. doi:10.1111/j.1365-2044.2008.05536.x. PMID 18540928. 
  73. Stephenson RN, Mackenzie I, Watt SJ, Ross JA (1996). «Measurement of oxygen concentration in delivery systems used for hyperbaric oxygen therapy». Undersea Hyperb Med (en inglés) 23 (3): 185–8. PMID 8931286. Consultado o 20 de xuño do 2015. 
  74. Undersea and Hyperbaric Medical Society. «Indications for hyperbaric oxygen therapy» (en inglés). Consultado o 20 de xuño do 2015. 
  75. Undersea and Hyperbaric Medical Society. «Carbon Monoxide» (en inglés). Arquivado dende o orixinal o 25 de xullo de 2008. Consultado o 22 de xullo de 2012. 
  76. Piantadosi CA (2004). «Carbon monoxide poisoning». Undersea Hyperb Med (en inglés) 31 (1): 167–77. PMID 15233173. Consultado o 22 de xullo de 2012. 
  77. Hart GB, Strauss MB (1990). «Gas Gangrene – Clostridial Myonecrosis: A Review». J. Hyperbaric Med (en inglés) 5 (2): 125–144. Consultado o 21 de xullo d0 2015. 
  78. Zamboni WA, Riseman JA, Kucan JO (1990). «Management of Fournier's Gangrene and the role of Hyperbaric Oxygen». J. Hyperbaric Med (en inglés) 5 (3): 177–186. Consultado o 21 de xuño do 2015. 
  79. Undersea and Hyperbaric Medical Society. «Decompression Sickness or Illness and Arterial Gas Embolism» (en inglés). Arquivado dende o orixinal o 5 de xullo de 2008. Consultado o 22 de xullo de 2012. 
  80. Acott, C. (1999). «A brief history of diving and decompression illness». South Pacific Underwater Medicine Society Journal (en inglés) 29 (2). ISSN 0813-1988. OCLC 16986801. Consultado o 21 de xuño do 2015. 
  81. Agostini, D.; H. Iida, and A. Takahashi (1995). «Positron emission tomography with oxygen-15 of stunned myocardium caused by coronary artery vasospasm after recovery». British Heart Journal (en inglés) 73 (1): 69–72. doi:10.1136/hrt.73.1.69. PMC 483759. PMID 7888266. 
  82. 82,0 82,1 Morgenthaler GW, Fester DA, Cooley CG (1994). «As assessment of habitat pressure, oxygen fraction, and EVA suit design for space operations». Acta Astronaut (en inglés) 32 (1): 39–49. doi:10.1016/0094-5765(94)90146-5. PMID 11541018. 
  83. Webb JT, Olson RM, Krutz RW, Dixon G, Barnicott PT (1989). «Human tolerance to 100% oxygen at 9.5 psia during five daily simulated 8-hour EVA exposures». Aviat Space Environ Med (en inglés) 60 (5): 415–21. PMID 2730484. 
  84. 84,0 84,1 84,2 Acott, C. (1999). «Oxygen toxicity: A brief history of oxygen in diving». South Pacific Underwater Medicine Society Journal (en inglés) 29 (3). ISSN 0813-1988. OCLC 16986801. Consultado o 22 de julio de 2012. 
  85. Longphre, J. M.; Denoble, PJ; Moon, RE; Vann, RD; Freiberger, JJ et al. (2007). «First aid normobaric oxygen for the treatment of recreational diving injuries». Undersea Hyperb Med. (en inglés) 34 (1): 43–49. ISSN 1066-2936. OCLC 26915585. PMID 17393938. Consultado o 22 de xullo de 2012. 
  86. 86,0 86,1 Bren, Linda (novembro-decembro de 2002). U.S. Food and Drug Administration, ed. «Oxygen Bars: Is a Breath of Fresh Air Worth It?». FDA Consumer magazine (en inglés). Arquivado dende o orixinal o 18 de outubro de 2007. Consultado o 22 de xullo de 2012. 
  87. Peak Performance Online (ed.). «Ergogenic Aids» (en inglés). Arquivado dende o orixinal o 28 de setembro de 2007. Consultado o 22 de xullo de 2012. 
  88. Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). «"Oxygen"». En Reinhold Book Corporation. The Encyclopedia of the Chemical Elements (en inglés). Nova York. p. 508. LCCN 68-29938. 
  89. 89,0 89,1 Emsley, John (2001). «Oxygen». Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (en inglés). Oxford, Reino Unido: Oxford University Press. p. 304. ISBN 0-19-850340-7. 
  90. Hand, Eric (13 de marzo de 2008). «The Solar System's first breath». Nature (en inglés) 452 (7185): 259. Bibcode:2008Natur.452..259H. doi:10.1038/452259a. PMID 18354437. Consultado o 27 de xuño do 2015. 
  91. Miller, J.R.; Berger, M.; Alonso, L.; Cerovic, Z.; Goulas, Y.; Jacquemoud, S.; Louis, J.; Mohammed, G.; Moya, I.; Pedros, R.; Moreno, J.F.; Verhoef, W.; Zarco-Tejada, P.J. «Progress on the development of an integrated canopy fluorescence model». Geoscience and Remote Sensing Symposium, 2003. IGARSS '03. Proceedings. 2003 IEEE International (en inglés). Consultado o 27 de xuño do 2015. 
  92. Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (en inglés) (2ª ed.). Butterworth–Heinemann. p. 28. ISBN 0080379419. 
  93. Maksyutenko, P.; T. R. Rizzo, and O. V. Boyarkin (2006). «A direct measurement of the dissociation energy of water». J. Chem. Phys. (en inglés) 125 (18): 181101. Bibcode:2006JChPh.125r1101M. doi:10.1063/1.2387163. PMID 17115729. 
  94. Chaplin, Martin (4 de xaneiro de 2008). «Water Hydrogen Bonding» (en inglés). Consultado o 27 de xuño do 2015. 
  95. Smart, Lesley E.; Moore, Elaine A. (2005). Solid State Chemistry: An Introduction (en inglés) (3ª ed.). CRC Press. p. 214. ISBN 978-0-7487-7516-3. 
  96. 96,0 96,1 Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). «"Oxygen"». The Encyclopedia of the Chemical Elements (en inglés). Nova York: Reinhold Book Corporation. p. 507. LCCN68-29938. 
  97. Crabtree, R. (2001). The Organometallic Chemistry of the Transition Metals (en inglés) (3ª ed.). John Wiley & Sons. p. 152. ISBN 978-0-471-18423-2. 
  98. Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). «"Oxygen"». The Encyclopedia of the Chemical Elements (en inglés). Nova York: Reinhold Book Corporation. p. 505. LCCN 68-29938. 
  99. Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). «"Oxygen"». The Encyclopedia of the Chemical Elements (en inglés). Nova York: Reinhold Book Corporation. p. 506. LCCN 68-29938. 
  100. Dharmeshkumar N Patel, Ashish Goel, SB Agarwal, Praveenkumar Garg, Krishna K Lakhani (2003). «Oxygen Toxicity» (PDF). Indian Academy of Clinical Medicine (en inglés) 4 (3): 234. Consultado o 28 de xuño do 2015. 
  101. Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). «"Oxygen"». The Encyclopedia of the Chemical Elements (en inglés). Nova York: Reinhold Book Corporation. p. 511. LCCN 68-29938. 
  102. Drack AV (1998). «Preventing blindness in premature infants». N. Engl. J. Med. (en inglés) 338 (22): 1620–1. doi:10.1056/NEJM199805283382210. PMID 9603802. 
  103. Wade, Mark (2007). Encyclopedia Astronautica, ed. «Space Suits» (en inglés). Consultado o 28 de xuño do 2015. 
  104. 104,0 104,1 Wilmshurst P (1998). «Diving and oxygen». BMJ (en inglés) 317 (7164): 996–9. doi:10.1136/bmj.317.7164.996. PMC 1114047. PMID 9765173. 
  105. Donald, Kenneth (1992). Oxygen and the Diver (en inglés). Inglaterra: SPA xunto con K. Donald. ISBN 1-85421-176-5. 
  106. Donald K. W. (1947). «Oxygen Poisoning in Man: Part I». Br Med J (en inglés) 1 (4506): 667–72. doi:10.1136/bmj.1.4506.667. PMC 2053251. PMID 20248086. 
  107. Donald K. W. (1947). «Oxygen Poisoning in Man: Part II». Br Med J (en inglés) 1 (4507): 712–7. doi:10.1136/bmj.1.4507.712. PMC 2053400. PMID 20248096. 
  108. 108,0 108,1 108,2 108,3 Barry L. Werley (Edtr.) (1991). «Fire Hazards in Oxygen Systems». ASTM Technical Professional training (en inglés). Filadelfia: ASTM International Subcommittee G-4.05. 
  109. Chiles, James R. (2001). Inviting Disaster: Lessons from the edge of Technology: An inside look at catastrophes and why they happen (en inglés). New York: HarperCollins Publishers Inc. ISBN 0-06-662082-1. 

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». En Clifford A. Hampel. The Encyclopedia of the Chemical Elements. New York: Reinhold Book Corporation. 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». En Hutzinger O. Handbook of Environmental Chemistry. Volume 1. Part A: The natural environment and the biogeochemical cycles. Berlín; Heidelberg; Nova York: Springer-Verlag. p. 258. ISBN 0-387-09688-4. 

Outros artigos[editar | editar a fonte]

Ligazóns externas[editar | editar a fonte]