Ossigeno - Oxygen
Ossigeno | |||||||||||||||||||||
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Allotropi | O 2 , O 3 ( ozono ) | ||||||||||||||||||||
Aspetto esteriore | gas: liquido incolore e solido: azzurro chiaro |
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Peso atomico standard A r, std (O) | [15.999 03 , 15.999 77 ] convenzionale: 15.999 | ||||||||||||||||||||
Abbondanza | |||||||||||||||||||||
nella crosta terrestre | 461000 ppm | ||||||||||||||||||||
Ossigeno nella tavola periodica | |||||||||||||||||||||
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Numero atomico ( Z ) | 8 | ||||||||||||||||||||
Gruppo | gruppo 16 (calcogeni) | ||||||||||||||||||||
Periodo | periodo 2 | ||||||||||||||||||||
Bloccare | p-blocco | ||||||||||||||||||||
Configurazione elettronica | [ Lui ] 2s 2 2p 4 | ||||||||||||||||||||
Elettroni per guscio | 2, 6 | ||||||||||||||||||||
Proprietà fisiche | |||||||||||||||||||||
Fase a STP | gas | ||||||||||||||||||||
Punto di fusione | (O 2 ) 54.36 K (-218,79 ° C, -361,82 ° F) | ||||||||||||||||||||
Punto di ebollizione | (O 2 ) 90,188 K (-182,962 ° C, -297,332 ° F) | ||||||||||||||||||||
Densità (a STP) | 1,429 g/litro | ||||||||||||||||||||
quando liquido (a bp ) | 1.141 g/cm 3 | ||||||||||||||||||||
Punto triplo | 54,361 K, 0,1463 kPa | ||||||||||||||||||||
Punto critico | 154.581 K, 5.043 MPa | ||||||||||||||||||||
Calore di fusione | (O 2 ) 0,444 kJ/mol | ||||||||||||||||||||
Calore di vaporizzazione | (O 2 ) 6.82 kJ / mol | ||||||||||||||||||||
Capacità termica molare | (O 2 ) 29,378 J / (mol · K) | ||||||||||||||||||||
Pressione del vapore
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Proprietà atomiche | |||||||||||||||||||||
Stati di ossidazione | -2 , -1 , 0 , +1 , +2 | ||||||||||||||||||||
elettronegatività | Scala Pauling: 3.44 | ||||||||||||||||||||
Energie di ionizzazione | |||||||||||||||||||||
raggio covalente | 66±14: 00 | ||||||||||||||||||||
Raggio di Van der Waals | 152 pm | ||||||||||||||||||||
Righe spettrali dell'ossigeno | |||||||||||||||||||||
Altre proprietà | |||||||||||||||||||||
Evento naturale | primordiale | ||||||||||||||||||||
Struttura di cristallo | cubico | ||||||||||||||||||||
Velocità del suono | 330 m/s (gas, a 27 °C) | ||||||||||||||||||||
Conduttività termica | 26,58×10 -3 W/(m⋅K) | ||||||||||||||||||||
Ordine magnetico | paramagnetico | ||||||||||||||||||||
Suscettibilità magnetica molare | +3 449 .0 × 10 -6 cm 3 / mol (293 K) | ||||||||||||||||||||
Numero CAS | 7782-44-7 | ||||||||||||||||||||
Storia | |||||||||||||||||||||
Scoperta | Carl Wilhelm Scheele (1771) | ||||||||||||||||||||
Chiamato da | Antoine Lavoisier (1777) | ||||||||||||||||||||
Principali isotopi dell'ossigeno | |||||||||||||||||||||
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L'ossigeno è l' elemento chimico con il simbolo O e numero atomico 8. È un membro del gruppo calcogeno nella tavola periodica , un metalloide altamente reattivo e un agente ossidante che forma facilmente ossidi con la maggior parte degli elementi e con altri composti . L'ossigeno è l' elemento più abbondante della Terra e, dopo l' idrogeno e l' elio , è il terzo elemento più abbondante nell'universo. A temperatura e pressione standard , due atomi dell'elemento legano per formare ossigeno molecolare , incolore e inodore biatomico gas con la formula O
2. L'ossigeno biatomico costituisce attualmente il 20,95% dell'atmosfera terrestre , anche se questo è cambiato considerevolmente per lunghi periodi di tempo. L'ossigeno costituisce quasi la metà della crosta terrestre sotto forma di ossidi.
Il diossigeno fornisce l'energia rilasciata nella combustione e nella respirazione cellulare aerobica e molte classi principali di molecole organiche negli organismi viventi contengono atomi di ossigeno, come proteine , acidi nucleici , carboidrati e grassi , così come i principali composti inorganici costituenti di gusci di animali, denti , e ossa. La maggior parte della massa degli organismi viventi è costituita dall'ossigeno come componente dell'acqua , il principale costituente delle forme di vita. L'ossigeno viene continuamente rifornito nell'atmosfera terrestre tramite la fotosintesi , che utilizza l'energia della luce solare per produrre ossigeno dall'acqua e dall'anidride carbonica. L'ossigeno è troppo chimicamente reattivo per rimanere un elemento libero nell'aria senza essere continuamente reintegrato dall'azione fotosintetica degli organismi viventi. Un'altra forma ( allotropo ) di ossigeno, l' ozono ( O
3), assorbe fortemente le radiazioni ultraviolette UVB e lo strato di ozono ad alta quota aiuta a proteggere la biosfera dalle radiazioni ultraviolette . Tuttavia, l'ozono presente in superficie è un sottoprodotto dello smog e quindi un inquinante.
L'ossigeno è stato isolato da Michael Sendivogius prima del 1604, ma si crede comunemente che l'elemento sia stato scoperto indipendentemente da Carl Wilhelm Scheele , a Uppsala , nel 1773 o prima, e Joseph Priestley nel Wiltshire , nel 1774. La priorità è spesso data a Priestley perché il suo il lavoro è stato pubblicato per primo. Priestley, tuttavia, chiamò l'ossigeno "aria deflogistica" e non lo riconobbe come elemento chimico. Il nome ossigeno fu coniato nel 1777 da Antoine Lavoisier , che per primo riconobbe l'ossigeno come elemento chimico e ne caratterizzò correttamente il ruolo che svolge nella combustione.
Gli usi comuni dell'ossigeno includono la produzione di acciaio , plastica e tessuti , brasatura, saldatura e taglio di acciaio e altri metalli , propellente per razzi , ossigenoterapia e sistemi di supporto vitale in aerei , sottomarini , voli spaziali e immersioni .
Storia dello studio
Primi esperimenti
Uno dei primi esperimenti conosciuti sulla relazione tra combustione e aria fu condotto dallo scrittore greco di meccanica del II secolo a.C. , Filone di Bisanzio . Nella sua opera Pneumatica , Philo osservò che capovolgendo un recipiente sopra una candela accesa e circondando il collo del recipiente con dell'acqua, si faceva salire dell'acqua nel collo. Filone ipotizzò erroneamente che parti dell'aria nel recipiente si fossero convertite nel classico elemento fuoco e quindi potessero fuoriuscire attraverso i pori del vetro. Molti secoli dopo Leonardo da Vinci elaborò l'opera di Filone osservando che una parte dell'aria viene consumata durante la combustione e la respirazione .
Alla fine del XVII secolo, Robert Boyle dimostrò che l'aria è necessaria per la combustione. Il chimico inglese John Mayow (1641–1679) perfezionò questo lavoro dimostrando che il fuoco richiede solo una parte di aria che chiamò spiritus nitroaereus . In un esperimento, ha scoperto che posizionare un topo o una candela accesa in un contenitore chiuso sull'acqua faceva salire l'acqua e sostituire un quattordicesimo del volume dell'aria prima di spegnere i soggetti. Da ciò, ha dedotto che il nitroaereus viene consumato sia nella respirazione che nella combustione.
Mayow osservò che l' antimonio aumentava di peso quando riscaldato, e dedusse che il nitroaereus doveva essersi combinato con esso. Pensava anche che i polmoni separassero il nitroaereus dall'aria e lo passassero nel sangue e che il calore animale e il movimento muscolare risultassero dalla reazione del nitroaereus con determinate sostanze nel corpo. I resoconti di questi e altri esperimenti e idee furono pubblicati nel 1668 nella sua opera Tractatus duo nel tratto "De respiratione".
Teoria del flogisto
Robert Hooke , Ole Borch , Mikhail Lomonosov e Pierre Bayen hanno prodotto tutti ossigeno in esperimenti nel XVII e XVIII secolo, ma nessuno di loro lo ha riconosciuto come elemento chimico . Ciò potrebbe essere stato in parte dovuto alla prevalenza della filosofia della combustione e della corrosione chiamata teoria del flogisto , che era allora la spiegazione preferita di quei processi.
Fondata nel 1667 dall'alchimista tedesco JJ Becher e modificata dal chimico Georg Ernst Stahl nel 1731, la teoria del flogisto affermava che tutti i materiali combustibili erano costituiti da due parti. Una parte, chiamata flogisto, veniva emessa quando la sostanza che la conteneva veniva bruciata, mentre si pensava che la parte deflogisticata fosse la sua vera forma, o calx .
Si pensava che i materiali altamente combustibili che lasciano pochi residui , come il legno o il carbone, fossero costituiti principalmente da flogisto; le sostanze non combustibili che si corrodono, come il ferro, ne contenevano pochissimo. L'aria non ha avuto un ruolo nella teoria del flogisto, né sono stati condotti esperimenti quantitativi iniziali per testare l'idea; invece, si basava sull'osservazione di cosa succede quando qualcosa brucia, che gli oggetti più comuni sembrano diventare più leggeri e sembrano perdere qualcosa nel processo.
Scoperta
L' alchimista , filosofo e medico polacco Michael Sendivogius (Michał Sędziwój) nella sua opera De Lapide Philosophorum Tractatus duodecim e naturae fonte et manuali experientia depromti (1604) descrisse una sostanza contenuta nell'aria, riferendosi ad essa come 'cibus vitae' (cibo della vita ,) e secondo lo storico polacco Roman Bugaj, questa sostanza è identica all'ossigeno. Sendivogius, durante i suoi esperimenti eseguiti tra il 1598 e il 1604, riconobbe giustamente che la sostanza è equivalente al sottoprodotto gassoso rilasciato dalla decomposizione termica del nitrato di potassio . Secondo Bugaj, l' isolamento dell'ossigeno e la corretta associazione della sostanza a quella parte d'aria necessaria per la vita, fornisce prove sufficienti per la scoperta dell'ossigeno da parte di Sendivogius. Questa scoperta di Sendivogius fu però spesso smentita dalle generazioni di scienziati e chimici che gli succedettero.
Si sostiene inoltre comunemente che l'ossigeno sia stato scoperto per la prima volta dal farmacista svedese Carl Wilhelm Scheele . Aveva prodotto ossigeno gassoso riscaldando l' ossido di mercurio (HgO) e vari nitrati nel 1771-1772. Scheele chiamò il gas "fuoco aria" perché era allora l'unico agente conosciuto per supportare la combustione. Scrisse un resoconto di questa scoperta in un manoscritto intitolato Trattato dell'aria e del fuoco , che inviò al suo editore nel 1775. Quel documento fu pubblicato nel 1777.
Nel frattempo, il 1 agosto 1774, un esperimento condotto dal sacerdote britannico Joseph Priestley focalizzò la luce solare sull'ossido di mercurio contenuto in un tubo di vetro, che liberò un gas che chiamò "aria deflogisticata". Notò che le candele bruciavano più luminose nel gas e che un topo era più attivo e viveva più a lungo respirandolo . Dopo aver respirato lui stesso il gas, Priestley scrisse: "La sensazione nei miei polmoni non era sensibilmente diversa da quella dell'aria comune , ma ho immaginato che il mio seno si sentisse particolarmente leggero e facile per qualche tempo dopo". Priestley pubblicò le sue scoperte nel 1775 in un articolo intitolato "An Account of Further Discoveries in Air", che fu incluso nel secondo volume del suo libro intitolato Experiments and Observations on Different Kinds of Air . Poiché ha pubblicato per primo le sue scoperte, a Priestley viene solitamente data la priorità nella scoperta.
Il chimico francese Antoine Laurent Lavoisier affermò in seguito di aver scoperto la nuova sostanza in modo indipendente. Priestley visitò Lavoisier nell'ottobre 1774 e gli raccontò del suo esperimento e di come aveva liberato il nuovo gas. Scheele aveva anche inviato una lettera a Lavoisier il 30 settembre 1774, che descriveva la sua scoperta della sostanza precedentemente sconosciuta, ma Lavoisier non ha mai ammesso di averla ricevuta. (Una copia della lettera è stata trovata negli effetti personali di Scheele dopo la sua morte.)
Il contributo di Lavoisier
Lavoisier condusse i primi esperimenti quantitativi adeguati sull'ossidazione e diede la prima spiegazione corretta di come funziona la combustione. Usò questi e altri esperimenti simili, tutti iniziati nel 1774, per screditare la teoria del flogisto e per dimostrare che la sostanza scoperta da Priestley e Scheele era un elemento chimico .
In un esperimento, Lavoisier osservò che non vi era alcun aumento complessivo di peso quando lo stagno e l'aria venivano riscaldati in un contenitore chiuso. Ha notato che l'aria è entrata di corsa quando ha aperto il contenitore, il che indicava che parte dell'aria intrappolata era stata consumata. Notò anche che lo stagno era aumentato di peso e che l'aumento era lo stesso del peso dell'aria che vi rientrava. Questo e altri esperimenti sulla combustione sono stati documentati nel suo libro Sur la combustione en général , pubblicato nel 1777. In quel lavoro, dimostrò che l'aria è una miscela di due gas; 'aria vitale', che è essenziale per la combustione e la respirazione, e l' azoto (Gk. ἄζωτον "senza vita"), che non sosteneva neanche. Azote in seguito divenne azoto in inglese, sebbene abbia mantenuto il nome precedente in francese e in diverse altre lingue europee.
Etimologia
Lavoisier ribattezzò 'aria vitale' in oxygène nel 1777 dalle radici greche ὀξύς (oxys) ( acido , letteralmente "acuto", dal sapore degli acidi) e -γενής (-genēs) (produttore, letteralmente generatore), perché credeva erroneamente che l'ossigeno era un costituente di tutti gli acidi. I chimici (come Sir Humphry Davy nel 1812) alla fine determinarono che Lavoisier si sbagliava a questo proposito (l'idrogeno costituisce la base per la chimica acida), ma a quel punto il nome era troppo ben stabilito.
L'ossigeno è entrato nella lingua inglese nonostante l'opposizione degli scienziati inglesi e il fatto che l'inglese Priestley avesse prima isolato il gas e ne avesse scritto. Ciò è in parte dovuto a una poesia che elogia il gas intitolata "Ossigeno" nel popolare libro The Botanic Garden (1791) di Erasmus Darwin , nonno di Charles Darwin .
Storia successiva
L' ipotesi atomica originale di John Dalton presumeva che tutti gli elementi fossero monoatomici e che gli atomi nei composti avrebbero normalmente i rapporti atomici più semplici l'uno rispetto all'altro. Ad esempio, Dalton ipotizzò che la formula dell'acqua fosse HO, portando alla conclusione che la massa atomica dell'ossigeno fosse 8 volte quella dell'idrogeno, invece del valore moderno di circa 16. Nel 1805, Joseph Louis Gay-Lussac e Alexander von Humboldt mostrarono che l'acqua è formata da due volumi di idrogeno e un volume di ossigeno; e nel 1811 Amedeo Avogadro era arrivato alla corretta interpretazione della composizione dell'acqua, basata su quella che oggi è chiamata legge di Avogadro e sulle molecole elementari biatomiche in quei gas.
Alla fine del XIX secolo gli scienziati si resero conto che l'aria poteva essere liquefatta e i suoi componenti isolati comprimendola e raffreddandola. Utilizzando un metodo a cascata , il chimico e fisico svizzero Raoul Pierre Pictet ha fatto evaporare l' anidride solforosa liquida per liquefare l'anidride carbonica, che a sua volta è stata evaporata per raffreddare l'ossigeno abbastanza da liquefarlo. Inviò un telegramma il 22 dicembre 1877 all'Accademia francese delle scienze a Parigi annunciando la sua scoperta dell'ossigeno liquido . Solo due giorni dopo, il fisico francese Louis Paul Cailletet ha annunciato il suo metodo per liquefare l'ossigeno molecolare. In ogni caso sono state prodotte solo poche gocce del liquido e non è stato possibile condurre un'analisi significativa. L'ossigeno fu liquefatto in uno stato stabile per la prima volta il 29 marzo 1883 dagli scienziati polacchi dell'Università Jagellonica , Zygmunt Wróblewski e Karol Olszewski .
Nel 1891 il chimico scozzese James Dewar fu in grado di produrre abbastanza ossigeno liquido per lo studio. Il primo processo commercialmente valido per la produzione di ossigeno liquido è stato sviluppato in modo indipendente nel 1895 dall'ingegnere tedesco Carl von Linde e dall'ingegnere britannico William Hampson. Entrambi gli uomini hanno abbassato la temperatura dell'aria fino a quando non si è liquefatta e poi hanno distillato i gas componenti facendoli bollire uno alla volta e catturandoli separatamente. Più tardi, nel 1901, la saldatura ossiacetilenica fu dimostrata per la prima volta bruciando una miscela di acetilene e O compresso.
2. Questo metodo di saldatura e taglio del metallo divenne in seguito comune.
Nel 1923, lo scienziato americano Robert H. Goddard divenne la prima persona a sviluppare un motore a razzo che bruciava carburante liquido; il motore usava benzina come carburante e ossigeno liquido come ossidante . Goddard ha pilotato con successo un piccolo razzo a propellente liquido di 56 m a 97 km/h il 16 marzo 1926, ad Auburn, nel Massachusetts , negli Stati Uniti.
Nei laboratori accademici, l'ossigeno può essere preparato riscaldando insieme clorato di potassio mescolato con una piccola percentuale di biossido di manganese.
I livelli di ossigeno nell'atmosfera stanno tendendo leggermente verso il basso a livello globale, probabilmente a causa della combustione di combustibili fossili.
Caratteristiche
Proprietà e struttura molecolare
A temperatura e pressione standard , l'ossigeno è un gas incolore, inodore e insapore con la formula molecolare O
2, denominato diossigeno.
Come diossigeno , due atomi di ossigeno sono legati chimicamente l'uno all'altro. Il legame può essere variamente descritto in base al livello di teoria, ma è ragionevolmente e semplicemente descritto come un doppio legame covalente che risulta dal riempimento di orbitali molecolari formati dagli orbitali atomici dei singoli atomi di ossigeno, il cui riempimento risulta in un legame ordine di due. Più specificamente, il doppio legame è il risultato del riempimento sequenziale, da bassa ad alta energia, o Aufbau , degli orbitali e della conseguente cancellazione dei contributi degli elettroni 2s, dopo il riempimento sequenziale degli orbitali bassi σ e σ * ; sovrapposizione dei due orbitali atomici 2p che giacciono lungo l'asse molecolare OO e π sovrapposizione di due coppie di orbitali atomici 2p perpendicolari all'asse molecolare OO, e quindi cancellazione dei contributi dai restanti due dei sei elettroni 2p dopo il loro parziale riempimento degli orbitali più bassi π e π * .
Questa combinazione di cancellazioni e σ e ¸ sovrapposizioni risultati nel carattere di ossigeno molecolare doppio legame e reattività, e una tripletta elettronico stato fondamentale . Una configurazione elettronica con due elettroni spaiati, come è trovato in orbitali dioxygen (vedere i pieni ¸ * orbitali nel diagramma) che sono di uguale energia, cioè, degenerato -is una configurazione definita una rotazione tripletto stato. Quindi, lo stato fondamentale dell'O
2molecola è indicata come ossigeno tripletta . Gli orbitali a più alta energia, parzialmente riempiti, sono antilegame , e quindi il loro riempimento indebolisce l'ordine di legame da tre a due. A causa dei suoi elettroni spaiati, l'ossigeno tripletta reagisce solo lentamente con la maggior parte delle molecole organiche, che hanno spin di elettroni accoppiati; questo impedisce la combustione spontanea.
Nella forma tripletta, O
2le molecole sono paramagnetiche . Cioè, conferiscono carattere magnetico all'ossigeno quando è in presenza di un campo magnetico, a causa dei momenti magnetici di spin degli elettroni spaiati nella molecola e dell'energia di scambio negativo tra O vicini
2molecole. L'ossigeno liquido è così magnetico che, nelle dimostrazioni di laboratorio, un ponte di ossigeno liquido può essere sostenuto contro il proprio peso tra i poli di un potente magnete.
Ossigeno singoletto è un nome dato a diverse specie ad alta energia di O . molecolare
2in cui tutti gli spin degli elettroni sono accoppiati. È molto più reattivo con le comuni molecole organiche rispetto al normale ossigeno molecolare (tripletto). In natura, l'ossigeno singoletto si forma comunemente dall'acqua durante la fotosintesi, utilizzando l'energia della luce solare. Viene anche prodotto nella troposfera dalla fotolisi dell'ozono da luce a corta lunghezza d'onda e dal sistema immunitario come fonte di ossigeno attivo. I carotenoidi negli organismi fotosintetici (e forse negli animali) svolgono un ruolo importante nell'assorbire energia dall'ossigeno singoletto e convertirlo allo stato fondamentale non eccitato prima che possa causare danni ai tessuti.
Allotropi
L' allotropo comune dell'ossigeno elementare sulla Terra è chiamato diossigeno , O
2, la maggior parte dell'ossigeno atmosferico terrestre (vedi Evento ). O 2 ha una lunghezza di legame di 121 pm e un'energia di legame di 498 kJ/mol , che è inferiore all'energia di altri doppi legami o coppie di singoli legami nella biosfera e responsabile della reazione esotermica di O 2 con qualsiasi molecola organica . Per il suo contenuto energetico, l'O 2 è utilizzato da forme di vita complesse, come gli animali, nella respirazione cellulare . Altri aspetti di O
2 sono trattati nel resto di questo articolo.
Triossigeno ( O
3) è generalmente noto come ozono ed è un allotropo molto reattivo dell'ossigeno che è dannoso per il tessuto polmonare. L'ozono è prodotto nell'atmosfera superiore quando O
2si combina con l'ossigeno atomico prodotto dalla scissione di O
2dalla radiazione ultravioletta (UV). Poiché l'ozono assorbe fortemente nella regione UV dello spettro , lo strato di ozono dell'alta atmosfera funge da scudo protettivo contro le radiazioni per il pianeta. Vicino alla superficie terrestre, è un inquinante formato come sottoprodotto dei gas di scarico delle automobili . A basse altitudini dell'orbita terrestre , è presente ossigeno atomico sufficiente per causare la corrosione del veicolo spaziale .
La molecola metastabile tetraossigeno ( O
4) è stato scoperto nel 2001 e si presumeva esistesse in una delle sei fasi dell'ossigeno solido . È stato dimostrato nel 2006 che questa fase, creata dalla pressurizzazione di O
2a 20 GPa , è infatti un romboedrico O
8 grappolo . Questo cluster ha il potenziale per essere un ossidante molto più potente di entrambi O
2o O
3e può quindi essere utilizzato nel carburante per missili . Una fase metallica è stata scoperta nel 1990 quando l'ossigeno solido è sottoposto a una pressione superiore a 96 GPa ed è stato dimostrato nel 1998 che a temperature molto basse questa fase diventa superconduttiva .
Proprietà fisiche
L'ossigeno si dissolve più facilmente nell'acqua dell'azoto e nell'acqua dolce più facilmente dell'acqua di mare. L'acqua in equilibrio con l'aria contiene circa 1 molecola di O . disciolto
2per ogni 2 molecole di N
2(1:2), rispetto a un rapporto atmosferico di circa 1:4. La solubilità dell'ossigeno in acqua dipende dalla temperatura e circa il doppio (14,6 mg·L -1 ) si dissolve a 0 °C che a 20 °C (7,6 mg·L −1 ). A 25 °C e 1 atmosfera standard (101,3 kPa ) di aria, l'acqua dolce contiene circa 6,04 millilitri (mL) di ossigeno per litro e l' acqua di mare contiene circa 4,95 mL per litro. A 5 °C la solubilità aumenta a 9,0 ml (50% in più rispetto a 25 °C) per litro per acqua dolce e 7,2 ml (45% in più) per litro per acqua marina.
5 °C | 25 °C | |
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acqua dolce | 9.00 | 6.04 |
acqua di mare | 7.20 | 4.95 |
L'ossigeno si condensa a 90,20 K (-182,95 ° C, -297,31 ° F) e si congela a 54,36 K (-218,79 ° C, -361,82 ° F). O . sia liquido che solido
2sono sostanze chiare con un colore celeste chiaro causato dall'assorbimento nel rosso (in contrasto con il colore blu del cielo, che è dovuto alla dispersione di Rayleigh della luce blu). O liquido ad alta purezza
2si ottiene solitamente per distillazione frazionata di aria liquefatta. L'ossigeno liquido può anche essere condensato dall'aria utilizzando azoto liquido come refrigerante.
L'ossigeno liquido è una sostanza altamente reattiva e deve essere separato dai materiali combustibili.
La spettroscopia dell'ossigeno molecolare è associata ai processi atmosferici dell'aurora e del bagliore dell'aria . L'assorbimento nel continuum di Herzberg e nelle bande di Schumann-Runge nell'ultravioletto produce ossigeno atomico che è importante nella chimica della media atmosfera. L'ossigeno molecolare singoletto allo stato eccitato è responsabile della chemiluminescenza rossa in soluzione.
Isotopi e origine stellare
L'ossigeno presente in natura è composto da tre isotopi stabili , 16 O , 17 O e 18 O , con 16 O che è il più abbondante (99,762% di abbondanza naturale ).
La maggior parte del 16 O viene sintetizzata alla fine del processo di fusione dell'elio in stelle massicce, ma parte viene prodotta nel processo di combustione del neon . Il 17 O è prodotto principalmente dalla combustione dell'idrogeno in elio durante il ciclo CNO , rendendolo un isotopo comune nelle zone di combustione dell'idrogeno delle stelle. La maggior parte del 18 O viene prodotto quando il 14 N (reso abbondante dalla combustione di CNO) cattura un nucleo di 4 He , rendendo il 18 O comune nelle zone ricche di elio delle stelle massicce evolute .
Sono stati caratterizzati quattordici radioisotopi . I più stabili sono 15 O con un'emivita di 122,24 secondi e 14 O con un'emivita di 70,606 secondi. Tutti i restanti isotopi radioattivi hanno emivite inferiori a 27 secondi e la maggior parte di questi hanno emivite inferiori a 83 millisecondi. Il più comune modalità di decadimento degli isotopi più leggeri 16 O è β + decadimento all'azoto resa, e la modalità più comune per gli isotopi più pesanti 18 O è il decadimento beta di resa fluoro .
Evento
Z | Elemento | Frazione di massa in parti per milione | ||
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1 | Idrogeno | 739.000 | 71 × massa di ossigeno (barra rossa) | |
2 | Elio | 240.000 | 23 × massa di ossigeno (barra rossa) | |
8 | Ossigeno | 10.400 |
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6 | Carbonio | 4.600 |
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10 | Neon | 1.340 |
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26 | Ferro da stiro | 1.090 |
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7 | Azoto | 960 |
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14 | Silicio | 650 |
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12 | Magnesio | 580 |
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16 | Zolfo | 440 |
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L'ossigeno è l'elemento chimico più abbondante per massa nella biosfera terrestre , nell'aria, nel mare e nella terra. L'ossigeno è il terzo elemento chimico più abbondante nell'universo, dopo l'idrogeno e l'elio. Circa lo 0,9% della massa del Sole è ossigeno. L'ossigeno costituisce il 49,2% della crosta terrestre in massa come parte di composti di ossido come il biossido di silicio ed è l'elemento in massa più abbondante nella crosta terrestre . È anche il principale componente degli oceani del mondo (88,8% in massa). L'ossigeno è il secondo componente più comune dell'atmosfera terrestre , occupando il 20,8% del suo volume e il 23,1% della sua massa (circa 10 15 tonnellate). La Terra è insolita tra i pianeti del Sistema Solare per avere una così alta concentrazione di gas ossigeno nella sua atmosfera: Marte (con 0,1% di O
2in volume) e Venere ne hanno molto meno. l' O
2 che circondano quei pianeti è prodotto esclusivamente dall'azione della radiazione ultravioletta su molecole contenenti ossigeno come l'anidride carbonica.
La concentrazione insolitamente alta di gas ossigeno sulla Terra è il risultato del ciclo dell'ossigeno . Questo ciclo biogeochimico descrive il movimento dell'ossigeno all'interno e tra i suoi tre principali serbatoi sulla Terra: l'atmosfera, la biosfera e la litosfera . Il principale fattore trainante del ciclo dell'ossigeno è la fotosintesi , responsabile della moderna atmosfera terrestre. La fotosintesi rilascia ossigeno nell'atmosfera, mentre la respirazione , il decadimento e la combustione lo rimuovono dall'atmosfera. Nell'attuale equilibrio, produzione e consumo avvengono allo stesso ritmo.
L'ossigeno libero si trova anche in soluzione nei corpi idrici del mondo. L'aumentata solubilità di O
2a temperature più basse (vedi Proprietà fisiche ) ha importanti implicazioni per la vita oceanica, poiché gli oceani polari supportano una densità di vita molto più elevata a causa del loro maggior contenuto di ossigeno. L'acqua inquinata da nutrienti vegetali come nitrati o fosfati può stimolare la crescita delle alghe mediante un processo chiamato eutrofizzazione e il decadimento di questi organismi e altri biomateriali può ridurre l' O
2contenuto nei corpi idrici eutrofici. Gli scienziati valutano questo aspetto della qualità dell'acqua misurando la domanda biochimica di ossigeno dell'acqua o la quantità di O
2 necessario per riportarlo a una concentrazione normale.
Analisi
I paleoclimatologi misurano il rapporto tra ossigeno-18 e ossigeno-16 nei gusci e negli scheletri degli organismi marini per determinare il clima milioni di anni fa (vedi ciclo del rapporto isotopico dell'ossigeno ). Le molecole di acqua di mare che contengono l' isotopo più leggero , l'ossigeno-16, evaporano a una velocità leggermente superiore rispetto alle molecole d'acqua che contengono l'ossigeno-18 più pesante del 12% e questa disparità aumenta a temperature più basse. Durante i periodi di temperature globali più basse, la neve e la pioggia di quell'acqua evaporata tendono ad essere più alte in ossigeno-16 e l'acqua di mare lasciata tende ad essere più alta in ossigeno-18. Gli organismi marini incorporano quindi più ossigeno-18 nei loro scheletri e gusci di quanto farebbero in un clima più caldo. I paleoclimatologi misurano anche direttamente questo rapporto nelle molecole d'acqua dei campioni di carote di ghiaccio vecchie di centinaia di migliaia di anni.
I geologi planetari hanno misurato le quantità relative di isotopi dell'ossigeno in campioni provenienti dalla Terra , dalla Luna , da Marte e dai meteoriti , ma per lungo tempo non sono stati in grado di ottenere valori di riferimento per i rapporti isotopici del Sole , ritenuti gli stessi di quelli del pianeta primordiale. nebulosa solare . L'analisi di un wafer di silicio esposto al vento solare nello spazio e restituito dalla navicella spaziale Genesis schiantata ha dimostrato che il Sole ha una proporzione di ossigeno-16 maggiore rispetto alla Terra. La misurazione implica che un processo sconosciuto ha impoverito l'ossigeno-16 dal disco solare di materiale protoplanetario prima della coalescenza dei grani di polvere che hanno formato la Terra.
L'ossigeno presenta due bande di assorbimento spettrofotometriche con un picco alle lunghezze d'onda di 687 e 760 nm . Alcuni scienziati del telerilevamento hanno proposto di utilizzare la misurazione della radianza proveniente dalle chiome della vegetazione in quelle bande per caratterizzare lo stato di salute delle piante da una piattaforma satellitare . Questo approccio sfrutta il fatto che in quelle bande è possibile discriminare la riflettanza della vegetazione dalla sua fluorescenza , che è molto più debole. La misura è tecnicamente difficile a causa del basso rapporto segnale-rumore e della struttura fisica della vegetazione; ma è stato proposto come possibile metodo per monitorare il ciclo del carbonio dai satelliti su scala globale.
Produzione biologica e ruolo di O 2
Fotosintesi e respirazione
In natura, l'ossigeno libero è prodotto dalla scissione dell'acqua guidata dalla luce durante la fotosintesi ossigenata . Secondo alcune stime, alghe verdi e cianobatteri negli ambienti marini forniscono circa il 70% dell'ossigeno libero prodotto sulla Terra, e il resto è prodotto da piante terrestri. Altre stime del contributo oceanico all'ossigeno atmosferico sono più alte, mentre alcune stime sono inferiori, suggerendo che gli oceani producono circa il 45% dell'ossigeno atmosferico della Terra ogni anno.
Una formula generale semplificata per la fotosintesi è:
- 6 CO
2+ 6 H
2O + fotoni → C
6h
12oh
6+ 6 O
2
- 6 CO
o semplicemente
- anidride carbonica + acqua + luce solare → glucosio + diossigeno
L' evoluzione fotolitica dell'ossigeno avviene nelle membrane tilacoidi degli organismi fotosintetici e richiede l'energia di quattro fotoni . Sono coinvolti molti passaggi, ma il risultato è la formazione di un gradiente protonico attraverso la membrana tilacoide, che viene utilizzato per sintetizzare l' adenosina trifosfato (ATP) tramite fotofosforilazione . l' O
2 rimanente (dopo la produzione della molecola d'acqua) viene rilasciato nell'atmosfera.
L'energia chimica dell'ossigeno viene rilasciata nei mitocondri per generare ATP durante la fosforilazione ossidativa . La reazione per la respirazione aerobica è essenzialmente l'inverso della fotosintesi ed è semplificata come:
-
C
6h
12oh
6+ 6 O
2→ 6 CO
2+ 6 H
2O + 2880 kJ/mol
-
C
Nei vertebrati , O
2 diffonde attraverso le membrane nei polmoni e nei globuli rossi . L'emoglobina lega O
2, cambiando colore da rosso bluastro a rosso vivo ( CO
2viene rilasciato da un'altra parte dell'emoglobina attraverso l' effetto Bohr ). Altri animali usano emocianina ( molluschi e alcuni artropodi ) o emeritrina ( ragni e aragoste ). Un litro di sangue può sciogliere 200 cm 3 di O
2.
Fino alla scoperta dei metazoi anaerobici , si pensava che l'ossigeno fosse un requisito per tutta la vita complessa.
Specie reattive dell'ossigeno , come lo ione superossido ( O−
2) e perossido di idrogeno ( H
2oh
2), sono sottoprodotti reattivi dell'uso di ossigeno negli organismi. Parti del sistema immunitario degli organismi superiori creano perossido, superossido e ossigeno singoletto per distruggere i microbi invasori. Anche le specie reattive dell'ossigeno svolgono un ruolo importante nella risposta ipersensibile delle piante all'attacco dei patogeni. L'ossigeno è dannoso per gli organismi anaerobi obbligati , che erano la forma dominante dei primi anni di vita sulla Terra fino a O
2cominciò ad accumularsi nell'atmosfera circa 2,5 miliardi di anni fa durante il Grande Evento di Ossigenazione , circa un miliardo di anni dopo la prima apparizione di questi organismi.
Un essere umano adulto a riposo inala da 1,8 a 2,4 grammi di ossigeno al minuto. Ciò equivale a più di 6 miliardi di tonnellate di ossigeno inalato dall'umanità all'anno.
Organismi viventi
Unità | Pressione alveolare polmonare gassosa |
Ossigeno nel sangue arterioso | Emogasanalisi venosa |
---|---|---|---|
kPa | 14.2 | 11-13 | 4.0-5.3 |
mmHg | 107 | 75-100 | 30-40 |
La pressione parziale di ossigeno libero nel corpo di un organismo vivente vertebrato è più alta nel sistema respiratorio e diminuisce rispettivamente lungo qualsiasi sistema arterioso , tessuto periferico e sistema venoso . La pressione parziale è la pressione che avrebbe l'ossigeno se occupasse da solo il volume.
Accumulo nell'atmosfera
Il gas di ossigeno libero era quasi inesistente nell'atmosfera terrestre prima dell'evoluzione degli archaea fotosintetici e dei batteri , probabilmente circa 3,5 miliardi di anni fa. L'ossigeno libero è apparso per la prima volta in quantità significative durante l' eone Paleoproterozoico (tra 3,0 e 2,3 miliardi di anni fa). Anche se c'era molto ferro disciolto negli oceani quando la fotosintesi ossigenata stava diventando più comune, sembra che le formazioni di ferro a bande siano state create da batteri ossidatori del ferro anossienici o micro-aerofili che dominavano le aree più profonde della zona fotica , mentre i produttori di ossigeno i cianobatteri coprivano le secche. L'ossigeno libero iniziò a fuoriuscire dagli oceani 3–2,7 miliardi di anni fa, raggiungendo il 10% del suo livello attuale circa 1,7 miliardi di anni fa.
La presenza di grandi quantità di ossigeno disciolto e la connessione negli oceani e l'atmosfera potrebbe aver guidato la maggior parte degli esistenti organismi anaerobici per l'estinzione durante la Grande ossigenazione Event ( ossigeno catastrofe ) circa 2,4 miliardi di anni fa. Respirazione cellulare con O
2consente agli organismi aerobici di produrre molto più ATP rispetto agli organismi anaerobici. Respirazione cellulare di O
2si verifica in tutti gli eucarioti , inclusi tutti gli organismi multicellulari complessi come piante e animali.
Dall'inizio del periodo Cambriano 540 milioni di anni fa, l'atmosfera O
2i livelli hanno oscillato tra il 15% e il 30% in volume. Verso la fine del periodo Carbonifero (circa 300 milioni di anni fa) atmosferico O
2 i livelli hanno raggiunto un massimo del 35% in volume, il che potrebbe aver contribuito alle grandi dimensioni di insetti e anfibi in questo momento.
Le variazioni nella concentrazione di ossigeno nell'atmosfera hanno modellato i climi del passato. Quando l'ossigeno è diminuito, la densità atmosferica è diminuita, il che a sua volta ha aumentato l'evaporazione superficiale, causando un aumento delle precipitazioni e temperature più calde.
Al ritmo attuale della fotosintesi ci vorrebbero circa 2000 anni per rigenerare l'intero O
2 nell'atmosfera presente.
Ossigeno libero extraterrestre
Nel campo dell'astrobiologia e nella ricerca della vita extraterrestre l' ossigeno è una forte biofirma . Detto questo, potrebbe non essere una biofirma definita, essendo forse prodotta abioticamente su corpi celesti con processi e condizioni (come una peculiare idrosfera ) che consentono ossigeno libero, come con le atmosfere di ossigeno sottile di Europa e Ganimede .
Produzione industriale
Cento milioni di tonnellate di O
2vengono estratti annualmente dall'aria per usi industriali mediante due metodi principali. Il metodo più comune è la distillazione frazionata dell'aria liquefatta, con N
2 distillando come vapore mentre O
2 rimane come un liquido.
L'altro metodo principale per produrre O
2sta facendo passare un flusso di aria pulita e secca attraverso un letto di una coppia di setacci molecolari identici a zeolite , che assorbe l'azoto e fornisce un flusso di gas che è dal 90% al 93% di O
2. Contemporaneamente, l'azoto gassoso viene rilasciato dall'altro letto zeolitico saturo di azoto, riducendo la pressione di esercizio della camera e deviando parte dell'ossigeno gassoso dal letto produttore attraverso di essa, nel senso inverso del flusso. Dopo un tempo di ciclo prestabilito, il funzionamento dei due letti viene scambiato, consentendo così il pompaggio di una fornitura continua di ossigeno gassoso attraverso una tubazione. Questo è noto come adsorbimento dell'oscillazione di pressione . L'ossigeno gassoso è sempre più ottenuto da queste tecnologie non criogeniche (vedi anche il relativo adsorbimento a oscillazione del vuoto ).
L'ossigeno può anche essere prodotto attraverso l' elettrolisi dell'acqua in ossigeno molecolare e idrogeno. È necessario utilizzare l'elettricità DC: se si utilizza AC, i gas in ciascun arto sono costituiti da idrogeno e ossigeno nel rapporto esplosivo 2:1. Un metodo simile è l' O elettrocatalitico
2evoluzione da ossidi e ossaacidi . Possono essere utilizzati anche catalizzatori chimici, come nei generatori di ossigeno chimico o nelle candele di ossigeno che vengono utilizzate come parte dell'attrezzatura di supporto vitale sui sottomarini e fanno ancora parte dell'attrezzatura standard sugli aerei di linea commerciali in caso di emergenze di depressurizzazione. Un altro metodo di separazione dell'aria consiste nel costringere l'aria a dissolversi attraverso membrane ceramiche a base di biossido di zirconio mediante alta pressione o corrente elettrica, per produrre O quasi puro
2 gas.
Magazzinaggio
I metodi di stoccaggio dell'ossigeno includono serbatoi di ossigeno ad alta pressione , criogenia e composti chimici. Per motivi di economia, l'ossigeno viene spesso trasportato alla rinfusa come liquido in autocisterne appositamente isolate, poiché un litro di ossigeno liquefatto equivale a 840 litri di ossigeno gassoso a pressione atmosferica e 20 °C (68 °F). Tali autocisterne vengono utilizzate per riempire i contenitori di stoccaggio di ossigeno liquido sfuso, che si trovano al di fuori di ospedali e altre istituzioni che necessitano di grandi volumi di gas ossigeno puro. L'ossigeno liquido viene fatto passare attraverso scambiatori di calore , che convertono il liquido criogenico in gas prima che entri nell'edificio. Anche l'ossigeno viene immagazzinato e spedito in bombole più piccole contenenti il gas compresso; una forma utile in alcune applicazioni mediche portatili e saldatura e taglio a ossicombustione .
Applicazioni
Medico
Assorbimento di O
2dall'aria è lo scopo essenziale della respirazione , quindi l'integrazione di ossigeno è usata in medicina . Il trattamento non solo aumenta i livelli di ossigeno nel sangue del paziente, ma ha l'effetto secondario di diminuire la resistenza al flusso sanguigno in molti tipi di polmoni malati, alleggerendo il carico di lavoro sul cuore. L'ossigenoterapia è usata per trattare l' enfisema , la polmonite , alcuni disturbi cardiaci ( insufficienza cardiaca congestizia ), alcuni disturbi che causano un aumento della pressione dell'arteria polmonare e qualsiasi malattia che comprometta la capacità del corpo di assorbire e utilizzare l'ossigeno gassoso.
I trattamenti sono sufficientemente flessibili da essere utilizzati negli ospedali, a casa del paziente o sempre più da dispositivi portatili. Le tende ad ossigeno erano una volta comunemente usate nell'integrazione di ossigeno, ma da allora sono state sostituite principalmente dall'uso di maschere per l'ossigeno o cannule nasali .
La medicina iperbarica (ad alta pressione) utilizza speciali camere di ossigeno per aumentare la pressione parziale di O
2intorno al paziente e, quando necessario, al personale medico. L'avvelenamento da monossido di carbonio , la cancrena gassosa e la malattia da decompressione (i "curvi") sono talvolta trattati con questa terapia. Aumento O
2la concentrazione nei polmoni aiuta a spostare il monossido di carbonio dal gruppo eme dell'emoglobina . L'ossigeno è velenoso per i batteri anaerobici che causano la cancrena gassosa, quindi aumentare la sua pressione parziale aiuta a ucciderli. La malattia da decompressione si verifica nei subacquei che si decomprimono troppo rapidamente dopo un'immersione, provocando la formazione di bolle di gas inerte, principalmente azoto ed elio, che si formano nel sangue. Aumentare la pressione di O
2il più presto possibile aiuta a ridisciogliere le bolle nel sangue in modo che questi gas in eccesso possano essere espirati naturalmente attraverso i polmoni. La somministrazione normobarica di ossigeno alla massima concentrazione disponibile è spesso utilizzata come primo soccorso per qualsiasi lesione da immersione che possa comportare la formazione di bolle di gas inerte nei tessuti. Esiste un supporto epidemiologico per il suo utilizzo da uno studio statistico di casi registrati in un database a lungo termine.
Sostegno vitale e uso ricreativo
Un'applicazione di O
2come un gas respiratorio a bassa pressione è nelle moderne tute spaziali , che circondano il corpo del loro occupante con il gas respiratorio. Questi dispositivi utilizzano ossigeno quasi puro a circa un terzo della pressione normale, risultando in una normale pressione sanguigna parziale di O
2. Questo compromesso tra una maggiore concentrazione di ossigeno e una pressione più bassa è necessario per mantenere la flessibilità della tuta.
Scuba e superficie-forniti subacquea subacquei e sommergibilisti anche contare su artificialmente consegnato O
2. I sottomarini, i sommergibili e le mute da immersione atmosferica di solito operano alla normale pressione atmosferica. L'aria respirabile viene depurata dall'anidride carbonica mediante estrazione chimica e l'ossigeno viene sostituito per mantenere una pressione parziale costante. I subacquei a pressione ambiente respirano aria o miscele di gas con una frazione di ossigeno adeguata alla profondità di esercizio. Puro o quasi puro O
2l'uso in immersioni a pressioni superiori a quella atmosferica è solitamente limitato ai rebreather o alla decompressione a profondità relativamente basse (~6 metri di profondità o meno) o al trattamento medico in camere di ricompressione a pressioni fino a 2,8 bar, dove può essere gestita la tossicità acuta dell'ossigeno senza il rischio di annegare. L'immersione più profonda richiede una significativa diluizione di O
2con altri gas, come azoto o elio, per prevenire la tossicità dell'ossigeno .
Le persone che scalano montagne o volano in velivoli ad ala fissa non pressurizzati a volte hanno O . supplementare
2forniture. Gli aerei commerciali pressurizzati hanno una fornitura di emergenza di O
2fornito automaticamente ai passeggeri in caso di depressurizzazione della cabina. La perdita improvvisa di pressione della cabina attiva i generatori di ossigeno chimico sopra ogni sedile, causando la caduta delle maschere di ossigeno . Tirare le maschere "per avviare il flusso di ossigeno" come dettano le istruzioni di sicurezza della cabina, costringe la limatura di ferro nel clorato di sodio all'interno del contenitore. Un flusso costante di gas ossigeno viene quindi prodotto dalla reazione esotermica .
L'ossigeno, come lieve euforia , ha una storia di uso ricreativo nelle barrette di ossigeno e negli sport . Le barre di ossigeno sono stabilimenti che si trovano negli Stati Uniti dalla fine degli anni '90 che offrono un O . superiore al normale
2esposizione per una tariffa minima. Gli atleti professionisti, soprattutto nel football americano , a volte escono dal campo tra una partita e l'altra per indossare maschere di ossigeno per aumentare le prestazioni. L'effetto farmacologico è dubbio; un effetto placebo è una spiegazione più probabile. Gli studi disponibili supportano un aumento delle prestazioni da miscele arricchite di ossigeno solo se respirate durante l'esercizio aerobico .
Altri usi ricreativi che non comportano la respirazione includono applicazioni pirotecniche , come l' accensione di cinque secondi di barbecue di George Goble .
Industriale
La fusione del minerale di ferro in acciaio consuma il 55% dell'ossigeno prodotto commercialmente. In questo processo, O
2viene iniettato attraverso una lancia ad alta pressione nel ferro fuso, che rimuove le impurità di zolfo e il carbonio in eccesso come i rispettivi ossidi, SO
2e CO
2. Le reazioni sono esotermiche , quindi la temperatura sale a 1.700° C .
Un altro 25% dell'ossigeno prodotto commercialmente viene utilizzato dall'industria chimica. L'etilene viene fatto reagire con O
2per creare ossido di etilene , che a sua volta viene convertito in glicole etilenico ; il materiale di alimentazione primario utilizzato per fabbricare una serie di prodotti, inclusi antigelo e polimeri di poliestere (i precursori di molte plastiche e tessuti ). Grandi quantità di ossigeno o aria vengono utilizzate nel processo di ossicracking e per la produzione di acido acrilico, diformilfurano e acido benzilico. D'altra parte, la sintesi elettrochimica del perossido di idrogeno dall'ossigeno è una tecnologia promettente per sostituire il processo idrochinonico attualmente utilizzato. Ultimo ma non meno importante, l'ossidazione catalitica viene utilizzata nei postcombustori per eliminare i gas pericolosi.
La maggior parte del restante 20% dell'ossigeno prodotto commercialmente viene utilizzato in applicazioni mediche, taglio e saldatura dei metalli , come ossidante nel carburante per missili e nel trattamento delle acque . L'ossigeno viene utilizzato nella saldatura ossiacetilenica , bruciando acetilene con O
2produrre una fiamma molto calda. In questo processo, il metallo fino a 60 cm (24 pollici) di spessore viene prima riscaldato con una piccola fiamma ossiacetilene e quindi tagliato rapidamente da un grande flusso di O
2.
Composti
Lo stato di ossidazione dell'ossigeno è -2 in quasi tutti i composti noti dell'ossigeno. Lo stato di ossidazione -1 si trova in alcuni composti come i perossidi . I composti contenenti ossigeno in altri stati di ossidazione sono molto rari: -1/2 ( superossidi ), -1/3 ( ozonidi ), 0 ( acido elementare , ipofluoroso ), +1/2 ( dioxygenyl ), +1 ( difluoruro di ossigeno ), e +2 ( difluoruro di ossigeno ).
Ossidi e altri composti inorganici
Acqua ( H
2O ) è un ossido di idrogeno e il composto di ossigeno più familiare. Gli atomi di idrogeno sono legati in modo covalente all'ossigeno in una molecola d'acqua, ma hanno anche un'attrazione aggiuntiva (circa 23,3 kJ/mol per atomo di idrogeno) su un atomo di ossigeno adiacente in una molecola separata. Questi legami idrogeno tra le molecole d'acqua le tengono circa il 15% più vicine di quanto ci si aspetterebbe in un semplice liquido con solo forze di van der Waals .
A causa della sua elettronegatività , l'ossigeno forma legami chimici con quasi tutti gli altri elementi per dare i corrispondenti ossidi . La superficie della maggior parte dei metalli, come alluminio e titanio , si ossida in presenza di aria e si riveste di un sottile film di ossido che passiva il metallo e rallenta ulteriormente la corrosione . Molti ossidi dei metalli di transizione sono composti non stechiometrici , con un metallo leggermente inferiore a quello che la formula chimica mostrerebbe. Ad esempio, il minerale FeO ( wüstite ) è scritto come , dove x è solitamente intorno a 0,05.
L'ossigeno è presente nell'atmosfera in tracce sotto forma di anidride carbonica ( CO
2). La roccia crostale terrestre è composta in gran parte da ossidi di silicio ( silice SiO
2, come si trova in granito e quarzo ), alluminio ( ossido di alluminio Al
2oh
3, in bauxite e corindone ), ferro ( ferro(III) ossido Fe
2oh
3, in ematite e ruggine ), e carbonato di calcio (in calcare ). Anche il resto della crosta terrestre è costituito da composti di ossigeno, in particolare vari silicati complessi (nei minerali di silicato ). Il mantello terrestre, di massa molto più grande della crosta, è in gran parte composto da silicati di magnesio e ferro.
Approvvigionamento solubili silicati in forma di Na
4SiO
4, Na
2SiO
3e Na
2si
2oh
5vengono utilizzati come detergenti e adesivi .
L'ossigeno agisce anche come legante per i metalli di transizione, formando complessi di ossigeno di metalli di transizione , che presentano metallo- O
2. Questa classe di composti comprende le proteine eme emoglobina e mioglobina . Una reazione esotica e insolita si verifica con PtF
6, che ossida l'ossigeno per dare O 2 + PtF 6 − , diossigenil esafluoroplatinato .
Composti organici
Tra le classi più importanti di composti organici che contengono ossigeno ci sono (dove "R" è un gruppo organico): alcoli (R-OH); eteri (ROR); chetoni (R-CO-R); aldeidi (R-CO-H); acidi carbossilici (R-COOH); esteri (R-COO-R); anidridi acide (R-CO-O-CO-R); e ammidi ( RC(O)-NR
2). Esistono molti importanti solventi organici che contengono ossigeno, tra cui: acetone , metanolo , etanolo , isopropanolo , furano , THF , etere dietilico , diossano , acetato di etile , DMF , DMSO , acido acetico e acido formico . Acetone ( (CH
3)
2CO ) e fenolo ( C
6h
5OH ) sono utilizzati come materiali di alimentazione nella sintesi di molte sostanze diverse. Altri importanti composti organici che contengono ossigeno sono: glicerolo , formaldeide , glutaraldeide , acido citrico , anidride acetica e acetamide . Gli epossidi sono eteri in cui l'atomo di ossigeno fa parte di un anello di tre atomi. L'elemento si trova in modo simile in quasi tutte le biomolecole che sono importanti (o generate dalla) vita.
L'ossigeno reagisce spontaneamente con molti composti organici a temperatura ambiente o inferiore in un processo chiamato autossidazione . La maggior parte dei composti organici che contengono ossigeno non sono prodotti per azione diretta di O
2. I composti organici importanti nell'industria e nel commercio prodotti dall'ossidazione diretta di un precursore includono l'ossido di etilene e l' acido peracetico .
Sicurezza e precauzioni
Lo standard NFPA 704 classifica l'ossigeno compresso come non pericoloso per la salute, non infiammabile e non reattivo, ma un ossidante. L'ossigeno liquido refrigerato (LOX) ha una valutazione di rischio per la salute di 3 (per aumento del rischio di iperossia da vapori condensati e per rischi comuni ai liquidi criogenici come il congelamento) e tutte le altre valutazioni sono le stesse della forma di gas compresso.
Tossicità
Ossigeno ( O
2) può essere tossico a pressioni parziali elevate , causando convulsioni e altri problemi di salute. La tossicità dell'ossigeno di solito inizia a manifestarsi a pressioni parziali superiori a 50 kilopascal (kPa), pari a circa il 50% di composizione di ossigeno a pressione standard o 2,5 volte il normale livello del mare O
2pressione parziale di circa 21 kPa. Questo non è un problema tranne che per i pazienti su ventilatori meccanici , poiché il gas fornito attraverso le maschere di ossigeno nelle applicazioni mediche è tipicamente composto solo dal 30-50% di O
2 in volume (circa 30 kPa a pressione standard).
Un tempo, i bambini prematuri venivano posti in incubatrici contenenti O
2-aria ricca, ma questa pratica è stata interrotta dopo che alcuni bambini sono stati accecati dal contenuto di ossigeno troppo alto.
Respirando puro O
2nelle applicazioni spaziali, come in alcune moderne tute spaziali, o nei primi veicoli spaziali come Apollo , non provoca danni a causa delle basse pressioni totali utilizzate. Nel caso delle tute spaziali, l' O
2la pressione parziale nel gas respiratorio è, in generale, di circa 30 kPa (1,4 volte il normale) e la risultante O
2la pressione parziale nel sangue arterioso dell'astronauta è solo marginalmente superiore al normale livello del mare O
2 pressione parziale.
La tossicità dell'ossigeno ai polmoni e al sistema nervoso centrale può verificarsi anche nelle immersioni subacquee profonde e in quelle di superficie . Respirazione prolungata di una miscela d'aria con O
2una pressione parziale superiore a 60 kPa può eventualmente portare a fibrosi polmonare permanente . Esposizione a un O
2pressioni parziali superiori a 160 kPa (circa 1,6 atm) possono portare a convulsioni (normalmente fatali per i subacquei). La tossicità acuta dell'ossigeno (che causa convulsioni, il suo effetto più temuto per i subacquei) può verificarsi respirando una miscela d'aria con il 21% di O
2a 66 m (217 piedi) o più di profondità; la stessa cosa può accadere respirando 100% O
2 a soli 6 m (20 piedi).
Combustione e altri pericoli
Fonti di ossigeno altamente concentrate favoriscono una rapida combustione. Esistono rischi di incendio ed esplosione quando ossidanti concentrati e combustibili vengono portati nelle immediate vicinanze; è necessario un evento di accensione, come il calore o una scintilla, per innescare la combustione. L'ossigeno è l'ossidante, non il combustibile, ma tuttavia la fonte della maggior parte dell'energia chimica rilasciata nella combustione.
Concentrato O
2consentirà alla combustione di procedere rapidamente ed energicamente. I tubi d' acciaio e le navi di stoccaggio utilizzati per immagazzinare e trasmettere ossigeno sia gassoso che liquido fungeranno da combustibile; e quindi la progettazione e la fabbricazione di O
2i sistemi richiedono una formazione speciale per garantire che le fonti di accensione siano ridotte al minimo. L'incendio che ha ucciso l' equipaggio dell'Apollo 1 in un test della rampa di lancio si è diffuso così rapidamente perché la capsula era pressurizzata con O . puro
2ma a una pressione leggermente superiore a quella atmosferica, invece della pressione normale 1 ⁄ 3 che verrebbe utilizzata in una missione.
Le fuoriuscite di ossigeno liquido, se lasciate penetrare nella materia organica, come legno , prodotti petrolchimici e asfalto, possono far esplodere questi materiali in modo imprevedibile al successivo impatto meccanico.
Guarda anche
Appunti
Riferimenti
Riferimenti generali
- Cuoco, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). "Ossigeno" . In Clifford A. Hampel (a cura di). L'Enciclopedia degli elementi chimici . New York: Reinhold Book Corporation. pp. 499-512 . LCCN 68-29938 .
- Emsley, John (2001). "Ossigeno" . Gli elementi costitutivi della natura: una guida dalla A alla Z agli elementi . Oxford, Inghilterra: Oxford University Press. pp. 297-304 . ISBN 978-0-19-850340-8.
- Corvo, Peter H.; Evert, Ray F.; Eichhorn, Susan E. (2005). Biologia delle piante (7a ed.). New York: WH Freeman and Company Publishers. pp. 115-27 . ISBN 978-0-7167-1007-3.
link esterno
- Ossigeno alla tavola periodica dei video (Università di Nottingham)
- Agenti ossidanti > Ossigeno
- Ossigeno (O 2 ) caratteristiche, dell'uso, Applicazioni
- articolo di Roald Hoffmann su "La storia di O"
- WebElements.com – Ossigeno
- Ossigeno su In Our Time alla BBC
- Scripps Institute: l'ossigeno atmosferico è in calo da 20 anni