Oxígeno

Oxígeno,  ₈ O

Tubo de descarga lleno de oxígeno que brilla en color púrpura.
Oxígeno
Alótropos	O 2 , O 3 ( ozono ) y más (ver Alótropos del oxígeno )
Apariencia	gas: líquido incoloro y sólido: azul pálido
Peso atómico estándar A r °(O)
	[15.999 03 , 15.999 77 ] [1] 15,999 ± 0,001  ( abreviado ) [2]
Abundancia
En la  corteza terrestre	461000 ppm
El oxígeno en la tabla periódica
Hidrógeno Helio Litio Berilio Boro Carbón Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón Sodio Magnesio Aluminio Silicio Fósforo Azufre Cloro Argón Potasio Calcio Escandio Titanio Vanadio Cromo Manganeso Hierro Cobalto Níquel Cobre Zinc Galio Germanio Arsénico Selenio Bromo Criptón Rubidio Estroncio Itrio Circonio Niobio Molibdeno Tecnecio Rutenio Rodio Paladio Plata Cadmio Indio Estaño Antimonio Telurio Yodo Xenón Cesio Bario Lantano Cerio Praseodimio Neodimio Prometeo Samario Europio Gadolinio Terbio Disprosio Holmio Erbio Tulio Iterbio Lutecio Hafnio Tantalio Tungsteno Renio Osmio Iridio Platino Oro Mercurio (elemento) Talio Dirigir Bismuto Polonio Astato Radón Francio Radio Actinio Torio Protactinio Uranio Neptunio Plutonio Americio Curio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelevio Nobelio Lawrence Rutherfordio Dubnio Seaborgio Bohrio Hassio Meitnerio Darmstadtio Roentgenio Copérnico Nihonio Flerovio Moscovio Livermorio Tennessee Oganesón – ↑ O ↓ S nitrógeno ← oxígeno → flúor
Número atómico ( Z )	8
Grupo	grupo 16 (calcógenos)
Período	periodo 2
Bloquear	bloque p
Configuración electrónica	[ Él ] 2s 2 2p 4
Electrones por capa	2, 6
Propiedades físicas
Fase en  STP	gas
Punto de fusión	(O2 ) 54,36  K (−218,79 °C, −361,82 °F)
Punto de ebullición	(O2 ) 90,188 K (−182,962 °C, −297,332 °F)
Densidad (en condiciones normales)	1,429 g/L
Cuando está líquido (a  punto de ebullición )	1,141 g/ cm3
Punto triple	54,361 K, 0,1463 kPa
Punto crítico	154,581 K, 5,043 MPa
Calor de fusión	(O2 ) 0,444  kJ/mol
Calor de vaporización	(O2 ) 6,82 kJ/mol
Capacidad calorífica molar	(O2 ) 29,378 J/(mol·K)
Presión de vapor P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 mil 100 mil en  T  (K)       61 73 90
Propiedades atómicas
Estados de oxidación	común: −2, −1, [3] 0, +1, [3] +2, [3]
Electronegatividad	Escala de Pauling: 3,44
Energías de ionización	1º: 1313,9 kJ/mol 2º: 3388,3 kJ/mol 3º: 5300,5 kJ/mol ( más )
Radio covalente	66±2  pm
Radio de Van der Waals	152 horas
Líneas espectrales del oxígeno
Otras propiedades
Ocurrencia natural	primordial
Estructura cristalina	cúbico ( cP16 )
Constante de red	a  = 678,28 pm (en  tp ) [4]
Conductividad térmica	26,58 × 10 −3   W/(m⋅K)
Ordenamiento magnético	paramagnético
Susceptibilidad magnética molar	+3 449 ,0 × 10 −6  cm 3 /mol (293 K) [5]
Velocidad del sonido	330 m/s (gas, a 27 °C)
Número CAS	7782-44-7
Historia
Descubrimiento	Michael Sendivogius Carl Wilhelm Scheele (1604, 1771)
Nombrado por	Antoine Lavoisier (1777)
Isótopos del oxígeno en mi
Isótopos principales Decadencia abundancia vida media ( t 1/2 ) modo producto 15 O rastro 122,266 segundos β +100% 15 N 16 O 99,8% estable 17 O 0,0380% estable 18 O 0,205% estable
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El oxígeno es un elemento químico con el símbolo  O y número atómico 8. Es un miembro del grupo de los calcógenos en la tabla periódica , un no metal altamente reactivo y un potente agente oxidante que forma fácilmente óxidos con la mayoría de los elementos, así como con otros compuestos . El oxígeno es el elemento más abundante en la corteza terrestre y el tercer elemento más abundante en el universo después del hidrógeno y el helio .

A temperatura y presión estándar , dos átomos de oxígeno se unirán covalentemente para formar dioxígeno , un gas diatómico incoloro e inodoro con la fórmula química O
₂El gas dioxígeno constituye actualmente el 20,95% de la fracción molar de la atmósfera de la Tierra , aunque esto ha cambiado considerablemente a lo largo de largos períodos de tiempo en la historia de la Tierra . El oxígeno constituye casi la mitad de la corteza terrestre en forma de diversos óxidos como agua , dióxido de carbono , óxidos de hierro y silicatos . ^[6]

Todos los organismos eucariotas , incluidas las plantas , los animales , los hongos , las algas y la mayoría de los protistas , necesitan oxígeno para la respiración celular , que extrae energía química mediante la reacción del oxígeno con moléculas orgánicas derivadas de los alimentos y libera dióxido de carbono como producto de desecho. En los animales acuáticos , el oxígeno disuelto en el agua es absorbido por órganos respiratorios especializados llamados branquias , a través de la piel o por el intestino ; en los animales terrestres , como los tetrápodos , el oxígeno del aire se introduce activamente en el cuerpo a través de órganos especializados conocidos como pulmones , donde se produce el intercambio de gases para difundir el oxígeno en la sangre y el dióxido de carbono hacia afuera, y el sistema circulatorio del cuerpo luego transporta el oxígeno a otros tejidos donde tiene lugar la respiración celular. ^{[7] [8]} Sin embargo, en los insectos , el clado terrestre más exitoso y con mayor biodiversidad , el oxígeno se conduce directamente a los tejidos internos a través de una red profunda de vías respiratorias .

Muchas clases importantes de moléculas orgánicas en los organismos vivos contienen átomos de oxígeno, como las proteínas , los ácidos nucleicos , los carbohidratos y las grasas , al igual que los principales compuestos inorgánicos constituyentes de los caparazones, los dientes y los huesos de los animales. La mayor parte de la masa de los organismos vivos es oxígeno como componente del agua, el principal constituyente de las formas de vida. El oxígeno en la atmósfera de la Tierra se produce por la fotosíntesis biótica , en la que la clorofila captura la energía fotónica de la luz solar para dividir las moléculas de agua y luego reaccionar con el dióxido de carbono para producir carbohidratos y liberar oxígeno como subproducto . El oxígeno es demasiado reactivo químicamente para permanecer como un elemento libre en el aire sin ser repuesto continuamente por las actividades fotosintéticas de los autótrofos como las cianobacterias , las algas y las plantas que contienen cloroplastos . Un alótropo triatómico del oxígeno mucho más raro , el ozono ( O
₃), absorbe fuertemente las longitudes de onda UVB y UVC y forma una capa protectora de ozono en la estratosfera inferior , que protege a la biosfera de la radiación ultravioleta ionizante . Sin embargo, el ozono presente en la superficie es un subproducto corrosivo del smog y, por lo tanto, un contaminante del aire .

El oxígeno fue aislado por Michael Sendivogius antes de 1604, pero se cree comúnmente que el elemento fue descubierto independientemente por Carl Wilhelm Scheele , en Uppsala , en 1773 o antes, y Joseph Priestley en Wiltshire , en 1774. A menudo se le da prioridad a Priestley porque su trabajo se publicó primero. Priestley, sin embargo, llamó al oxígeno "aire desflogistizado", y no lo reconoció como un elemento químico. El nombre oxígeno fue acuñado en 1777 por Antoine Lavoisier , quien reconoció por primera vez al oxígeno como un elemento químico y caracterizó correctamente el papel que desempeña en la combustión.

Los usos industriales comunes del oxígeno incluyen la producción de acero , plásticos y textiles , la soldadura fuerte, la soldadura y el corte de aceros y otros metales , el propulsor de cohetes , la terapia de oxígeno y los sistemas de soporte vital en aeronaves , submarinos , vuelos espaciales y buceo .

Uno de los primeros experimentos conocidos sobre la relación entre la combustión y el aire fue realizado por el escritor griego de mecánica del siglo II a. C., Filón de Bizancio . En su obra Pneumatica , Filón observó que al invertir un recipiente sobre una vela encendida y rodear el cuello del recipiente con agua, algo de agua subía hasta el cuello. ^[9] Filón supuso incorrectamente que partes del aire en el recipiente se convertían en el elemento clásico fuego y, por lo tanto, podían escapar a través de los poros del vidrio. Muchos siglos después, Leonardo da Vinci se basó en el trabajo de Filón al observar que una parte del aire se consume durante la combustión y la respiración . ^[10]

A finales del siglo XVII, Robert Boyle demostró que el aire es necesario para la combustión. El químico inglés John Mayow (1641-1679) refinó este trabajo al demostrar que el fuego requiere solo una parte del aire que llamó spiritus nitroaereus . ^[11] En un experimento, descubrió que colocar un ratón o una vela encendida en un recipiente cerrado sobre agua hacía que el agua subiera y reemplazara una catorceava parte del volumen del aire antes de extinguir a los sujetos. ^[12] A partir de esto, supuso que el nitroaereus se consume tanto en la respiración como en la combustión.

Mayow observó que el antimonio aumentaba de peso cuando se calentaba, y dedujo que el nitroaereus debía haberse combinado con él. ^[11] También pensó que los pulmones separan el nitroaereus del aire y lo pasan a la sangre y que el calor animal y el movimiento muscular son resultado de la reacción del nitroaereus con ciertas sustancias en el cuerpo. ^[11] Los relatos de estos y otros experimentos e ideas fueron publicados en 1668 en su obra Tractatus duo en el tratado "De respiratione". ^[12]

Robert Hooke , Ole Borch , Mikhail Lomonosov y Pierre Bayen produjeron oxígeno en experimentos en los siglos XVII y XVIII, pero ninguno de ellos lo reconoció como un elemento químico . ^[13] Esto puede haberse debido en parte a la prevalencia de la filosofía de la combustión y la corrosión llamada teoría del flogisto , que entonces era la explicación favorita de esos procesos. ^[14]

Establecida en 1667 por el alquimista alemán JJ Becher y modificada por el químico Georg Ernst Stahl en 1731, ^[15] la teoría del flogisto afirmaba que todos los materiales combustibles estaban compuestos de dos partes. Una parte, llamada flogisto, se desprendía cuando se quemaba la sustancia que lo contenía, mientras que se pensaba que la parte desflogistizada era su forma verdadera, o cal . ^[10]

Se pensaba que los materiales altamente combustibles que dejan pocos residuos , como la madera o el carbón, estaban compuestos principalmente de flogisto; las sustancias no combustibles que se corroen, como el hierro, contenían muy poco. El aire no desempeñaba un papel en la teoría del flogisto, ni se realizaron experimentos cuantitativos iniciales para probar la idea; en cambio, se basó en observaciones de lo que sucede cuando algo se quema, que la mayoría de los objetos comunes parecen volverse más livianos y parecen perder algo en el proceso. ^[10]

El alquimista , filósofo y médico polaco Michael Sendivogius (Michał Sędziwój) en su obra De Lapide Philosophorum Tractatus duodecim e naturae fonte et manuali experientia depromti ["Doce tratados sobre la piedra filosofal extraídos de la fuente de la naturaleza y la experiencia manual"] (1604) describió una sustancia contenida en el aire, refiriéndose a ella como 'cibus vitae' (alimento de vida, ^[16] ) y según el historiador polaco Roman Bugaj, esta sustancia es idéntica al oxígeno. ^[17] Sendivogius, durante sus experimentos realizados entre 1598 y 1604, reconoció correctamente que la sustancia es equivalente al subproducto gaseoso liberado por la descomposición térmica del nitrato de potasio . En opinión de Bugaj, el aislamiento del oxígeno y la asociación adecuada de la sustancia a esa parte del aire que se requiere para la vida, proporciona evidencia suficiente para el descubrimiento del oxígeno por Sendivogius. ^[17] Este descubrimiento de Sendivogius fue, sin embargo, frecuentemente negado por las generaciones de científicos y químicos que le sucedieron. ^[16]

También se afirma comúnmente que el oxígeno fue descubierto por primera vez por el farmacéutico sueco Carl Wilhelm Scheele . Había producido gas oxígeno calentando óxido de mercurio (HgO) y varios nitratos en 1771-72. ^{[18] [19] [10]} Scheele llamó al gas "aire de fuego" porque entonces era el único agente conocido que apoyaba la combustión. Escribió un relato de este descubrimiento en un manuscrito titulado Tratado sobre el aire y el fuego , que envió a su editor en 1775. Ese documento se publicó en 1777. ^[20]

Mientras tanto, el 1 de agosto de 1774, un experimento realizado por el clérigo británico Joseph Priestley enfocó la luz del sol sobre óxido de mercurio contenido en un tubo de vidrio, que liberó un gas que llamó "aire desflogistizado". ^[19] Observó que las velas ardían más brillantes en el gas y que un ratón era más activo y vivía más tiempo mientras lo respiraba . Después de respirar el gas él mismo, Priestley escribió: "La sensación que sentí en mis pulmones no era sensiblemente diferente a la del aire común , pero imaginé que mi pecho se sentía peculiarmente ligero y cómodo durante algún tiempo después". ^[13] Priestley publicó sus hallazgos en 1775 en un artículo titulado "An Account of Further Discoveries in Air", que se incluyó en el segundo volumen de su libro titulado Experiments and Observations on Different Kinds of Air . ^{[10] [21]} Debido a que publicó sus hallazgos primero, generalmente se le da prioridad a Priestley en el descubrimiento.

El químico francés Antoine Laurent Lavoisier afirmó más tarde haber descubierto la nueva sustancia de forma independiente. Priestley visitó a Lavoisier en octubre de 1774 y le contó sobre su experimento y cómo liberó el nuevo gas. Scheele también había enviado una carta a Lavoisier el 30 de septiembre de 1774, en la que describía su descubrimiento de la sustancia hasta entonces desconocida, pero Lavoisier nunca reconoció haberla recibido (se encontró una copia de la carta entre las pertenencias de Scheele después de su muerte). ^[20]

Lavoisier realizó los primeros experimentos cuantitativos adecuados sobre la oxidación y dio la primera explicación correcta de cómo funciona la combustión. ^[19] Utilizó estos y otros experimentos similares, todos iniciados en 1774, para desacreditar la teoría del flogisto y demostrar que la sustancia descubierta por Priestley y Scheele era un elemento químico .

En un experimento, Lavoisier observó que no había un aumento general de peso cuando se calentaba estaño y aire en un recipiente cerrado. ^[19] Notó que el aire entraba rápidamente cuando abría el recipiente, lo que indicaba que parte del aire atrapado se había consumido. También notó que el estaño había aumentado de peso y que ese aumento era el mismo que el peso del aire que volvía a entrar. Este y otros experimentos sobre la combustión fueron documentados en su libro Sur la combustión en général , que se publicó en 1777. ^[19] En ese trabajo, demostró que el aire es una mezcla de dos gases; 'aire vital', que es esencial para la combustión y la respiración, y azote (griego ἄζωτον "sin vida"), que no apoyaba a ninguno de los dos. Azote más tarde se convirtió en nitrógeno en inglés, aunque ha mantenido el nombre anterior en francés y en varios otros idiomas europeos. ^[19]

En 1777, Lavoisier renombró el «aire vital» como oxygène, de las raíces griegas ὀξύς (oxys) ( ácido , literalmente «agudo», por el sabor de los ácidos) y -γενής (-genēs) (productor, literalmente engendrador), porque creía erróneamente que el oxígeno era un componente de todos los ácidos. ^[22] Los químicos (como Sir Humphry Davy en 1812) finalmente determinaron que Lavoisier estaba equivocado en este sentido, pero para entonces el nombre ya estaba demasiado bien establecido. ^[23]

El oxígeno entró en la lengua inglesa a pesar de la oposición de los científicos ingleses y del hecho de que el inglés Priestley había aislado por primera vez el gas y había escrito sobre él. Esto se debe en parte a un poema de elogio del gas titulado "Oxygen" en el popular libro The Botanic Garden (1791) de Erasmus Darwin , abuelo de Charles Darwin . ^[20]

La hipótesis atómica original de John Dalton presumía que todos los elementos eran monoatómicos y que los átomos de los compuestos normalmente tendrían las proporciones atómicas más simples entre sí. Por ejemplo, Dalton supuso que la fórmula del agua era HO, lo que llevó a la conclusión de que la masa atómica del oxígeno era 8 veces la del hidrógeno, en lugar del valor moderno de aproximadamente 16. ^[24] En 1805, Joseph Louis Gay-Lussac y Alexander von Humboldt demostraron que el agua está formada por dos volúmenes de hidrógeno y un volumen de oxígeno; y en 1811 Amedeo Avogadro había llegado a la interpretación correcta de la composición del agua, basándose en lo que ahora se llama la ley de Avogadro y las moléculas elementales diatómicas en esos gases. ^{[25] [a]}

El primer método comercial para producir oxígeno fue químico, el llamado proceso Brin , que implica una reacción reversible del óxido de bario . Se inventó en 1852 y se comercializó en 1884, pero fue reemplazado por métodos más nuevos a principios del siglo XX.

A finales del siglo XIX, los científicos se dieron cuenta de que el aire podía ser licuado y sus componentes aislados comprimiéndolo y enfriándolo. Utilizando un método en cascada , el químico y físico suizo Raoul Pierre Pictet evaporó dióxido de azufre líquido para licuar dióxido de carbono, que a su vez se evaporó para enfriar el gas oxígeno lo suficiente como para licuarlo. Envió un telegrama el 22 de diciembre de 1877 a la Academia Francesa de Ciencias en París anunciando su descubrimiento del oxígeno líquido . ^[26] Solo dos días después, el físico francés Louis Paul Cailletet anunció su propio método para licuar el oxígeno molecular. ^[26] Solo se produjeron unas pocas gotas del líquido en cada caso y no se pudo realizar ningún análisis significativo. El oxígeno fue licuado en un estado estable por primera vez el 29 de marzo de 1883, por científicos polacos de la Universidad Jagellónica , Zygmunt Wróblewski y Karol Olszewski . ^[27]

En 1891, el químico escocés James Dewar fue capaz de producir suficiente oxígeno líquido para su estudio. ^[28] El primer proceso comercialmente viable para producir oxígeno líquido fue desarrollado independientemente en 1895 por el ingeniero alemán Carl von Linde y el ingeniero británico William Hampson . Ambos hombres redujeron la temperatura del aire hasta que se licuó y luego destilaron los gases componentes hirviéndolos uno a uno y capturándolos por separado. ^[29] Más tarde, en 1901, se demostró por primera vez la soldadura oxiacetilénica quemando una mezcla de acetileno y O comprimido .
₂Este método de soldadura y corte de metales se volvió común más tarde. ^[29]

En 1923, el científico estadounidense Robert H. Goddard se convirtió en la primera persona en desarrollar un motor de cohete que quemaba combustible líquido; el motor usaba gasolina como combustible y oxígeno líquido como oxidante . Goddard voló con éxito un pequeño cohete de combustible líquido a 56 m a 97 km/h el 16 de marzo de 1926 en Auburn, Massachusetts , EE. UU. ^{[29] [30]}

En los laboratorios académicos, el oxígeno se puede preparar calentando clorato de potasio mezclado con una pequeña proporción de dióxido de manganeso. ^[31]

Los niveles de oxígeno en la atmósfera están tendiendo ligeramente a la baja a nivel mundial, posiblemente debido a la quema de combustibles fósiles. ^[32]

A temperatura y presión estándar , el oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido con la fórmula molecular O
₂, denominado dioxígeno. ^[34]

Como dioxígeno , dos átomos de oxígeno están unidos químicamente entre sí. El enlace se puede describir de diversas formas según el nivel de teoría, pero se describe de manera razonable y sencilla como un doble enlace covalente que resulta del llenado de orbitales moleculares formados a partir de los orbitales atómicos de los átomos de oxígeno individuales, cuyo llenado da como resultado un orden de enlace de dos. Más específicamente, el doble enlace es el resultado del llenado secuencial de orbitales de baja a alta energía, o Aufbau , y la cancelación resultante de las contribuciones de los electrones 2s, después del llenado secuencial de los orbitales bajos σ y σ ^* ; superposición σ de los dos orbitales atómicos 2p que se encuentran a lo largo del eje molecular O–O y superposición π de dos pares de orbitales atómicos 2p perpendiculares al eje molecular O–O, y luego cancelación de las contribuciones de los dos electrones 2p restantes después de su llenado parcial de los orbitales π ^* . ^[33]

Esta combinación de cancelaciones y superposiciones de σ y π da como resultado el carácter de doble enlace y la reactividad del dioxígeno, y un estado fundamental electrónico de triplete . Una configuración electrónica con dos electrones desapareados, como la que se encuentra en los orbitales del dioxígeno (ver los orbitales π* llenos en el diagrama) que tienen la misma energía, es decir, están degenerados , es una configuración denominada estado de triplete de espín . Por lo tanto, el estado fundamental del O
₂La molécula se denomina oxígeno triplete . ^{[35] [b]} Los orbitales de mayor energía, parcialmente llenos, son antienlazantes , por lo que su llenado debilita el orden de enlace de tres a dos. Debido a sus electrones desapareados, el oxígeno triplete reacciona solo lentamente con la mayoría de las moléculas orgánicas, que tienen espines electrónicos apareados; esto evita la combustión espontánea. ^[36]

En la forma de triplete, O
₂Las moléculas son paramagnéticas , es decir, imparten carácter magnético al oxígeno cuando está en presencia de un campo magnético, debido a los momentos magnéticos de espín de los electrones desapareados en la molécula y a la energía de intercambio negativa entre los átomos de O vecinos.
₂moléculas. ^[28] El oxígeno líquido es tan magnético que, en demostraciones de laboratorio, un puente de oxígeno líquido puede sostenerse contra su propio peso entre los polos de un imán potente. ^{[37] [c]}

El oxígeno singlete es el nombre que se le da a varias especies de O molecular de mayor energía.
₂en el que todos los espines de los electrones están emparejados. Es mucho más reactivo con las moléculas orgánicas comunes que el oxígeno molecular normal (triplete). En la naturaleza, el oxígeno singlete se forma comúnmente a partir del agua durante la fotosíntesis, utilizando la energía de la luz solar. ^[38] También se produce en la troposfera por la fotólisis del ozono por la luz de longitud de onda corta ^[39] y por el sistema inmunológico como fuente de oxígeno activo. ^[40] Los carotenoides en los organismos fotosintéticos (y posiblemente en los animales) desempeñan un papel importante en la absorción de energía del oxígeno singlete y su conversión al estado fundamental no excitado antes de que pueda causar daño a los tejidos. ^[41]

El alótropo común del oxígeno elemental en la Tierra se llama dioxígeno , O
₂, la mayor parte del oxígeno atmosférico de la Tierra (ver Aparición). El O ₂ tiene una longitud de enlace de 121  pm y una energía de enlace de 498  kJ/mol . ^[42] El O ₂ es utilizado por formas de vida complejas, como los animales, en la respiración celular . Otros aspectos del O
₂se tratan en el resto de este artículo.

Trioxígeno ( O
₃) se conoce generalmente como ozono y es un alótropo muy reactivo del oxígeno que daña el tejido pulmonar. ^[43] El ozono se produce en la atmósfera superior cuando el O
₂Se combina con el oxígeno atómico formado por la división de O
₂por la radiación ultravioleta (UV). ^[22] Dado que el ozono absorbe fuertemente en la región UV del espectro , la capa de ozono de la atmósfera superior funciona como un escudo protector contra la radiación para el planeta. ^[22] Cerca de la superficie de la Tierra, es un contaminante formado como un subproducto del escape de los automóviles . ^[43] En altitudes bajas de la órbita terrestre , hay suficiente oxígeno atómico presente para causar la corrosión de las naves espaciales . ^[44]

La molécula metaestable tetraoxígeno ( O
₄) fue descubierto en 2001, ^{[45] [46]} y se asumió que existía en una de las seis fases del oxígeno sólido . Se demostró en 2006 que esta fase, creada al presurizar O
₂hasta 20  GPa , es de hecho un O romboédrico
₈ grupo . ^[47] Este grupo tiene el potencial de ser un oxidante mucho más poderoso que cualquiera de los dos O
₂o O
₃y por lo tanto puede usarse como combustible para cohetes . ^{[45] [46]} En 1990 se descubrió una fase metálica cuando el oxígeno sólido se somete a una presión superior a 96 GPa ^[48] y en 1998 se demostró que a temperaturas muy bajas, esta fase se vuelve superconductora . ^[49]

El oxígeno se disuelve más fácilmente en el agua que el nitrógeno, y en el agua dulce más fácilmente que en el agua de mar. El agua en equilibrio con el aire contiene aproximadamente 1 molécula de O disuelto.
₂por cada 2 moléculas de N
₂(1:2), en comparación con una relación atmosférica de aproximadamente 1:4. La solubilidad del oxígeno en el agua depende de la temperatura y es aproximadamente el doble (14,6  mg/L ) se disuelve a 0 °C que a 20 °C (7,6  mg/L ). ^{[13] [50]} A 25 °C y 1 atmósfera estándar (101,3  kPa ) de aire, el agua dulce puede disolver alrededor de 6,04  mililitros  (mL) de oxígeno por litro , y el agua de mar contiene alrededor de 4,95 mL por litro. ^[51] A 5 °C la solubilidad aumenta a 9,0 mL (50% más que a 25 °C) por litro para agua dulce y 7,2 mL (45% más) por litro para agua de mar.

El oxígeno se condensa a 90,20  K (−182,95 °C, −297,31 °F) y se congela a 54,36 K (−218,79 °C, −361,82 °F). ^[52] Tanto el oxígeno líquido como el sólido
₂Son sustancias transparentes con un color azul celeste claro causado por la absorción en el rojo (en contraste con el color azul del cielo, que se debe a la dispersión de Rayleigh de la luz azul). El O líquido de alta pureza
₂Generalmente se obtiene mediante la destilación fraccionada de aire licuado. ^[53] El oxígeno líquido también se puede condensar a partir del aire utilizando nitrógeno líquido como refrigerante. ^[54]

El oxígeno líquido es una sustancia altamente reactiva y debe separarse de los materiales combustibles. ^[54]

La espectroscopia del oxígeno molecular está asociada con los procesos atmosféricos de aurora y resplandor atmosférico . ^[55] La absorción en el continuo de Herzberg y las bandas de Schumann-Runge en el ultravioleta produce oxígeno atómico que es importante en la química de la atmósfera media. ^[56] El oxígeno molecular singlete en estado excitado es responsable de la quimioluminiscencia roja en solución. ^[57]

Tabla de propiedades térmicas y físicas del oxígeno (O ₂ ) a presión atmosférica: ^{[58] [59]}

El oxígeno natural se compone de tres isótopos estables , ¹⁶ O , ¹⁷ O y ¹⁸ O , siendo ^{el 16} O el más abundante (99,762 % de abundancia natural ). ^[60]

La mayor parte ^{del 16} O se sintetiza al final del proceso de fusión del helio en estrellas masivas , pero algo se produce en el proceso de quema de neón . ^{[61] El 17} O se produce principalmente por la quema de hidrógeno en helio durante el ciclo CNO , lo que lo convierte en un isótopo común en las zonas de quema de hidrógeno de las estrellas. ^[61] La mayor parte ^{del 18} O se produce cuando ^{el 14} N (que se hace abundante a partir de la quema de CNO) captura un núcleo de ⁴ He , lo que hace que ^{el 18} O sea común en las zonas ricas en helio de las estrellas masivas evolucionadas . ^[61]

Se han caracterizado quince radioisótopos , que van desde ¹¹ O a ²⁸ O. ^{[62] [63]} Los más estables son ¹⁵ O con una vida media de 122,24 segundos y ¹⁴ O con una vida media de 70,606 segundos. ^[60] Todos los isótopos radiactivos restantes tienen vidas medias que son menores de 27 segundos y la mayoría de estos tienen vidas medias que son menores de 83 milisegundos. ^[60] El modo de desintegración más común de los isótopos más ligeros que ¹⁶ O es la desintegración β ^{+ [64] [65] [66]} para producir nitrógeno, y el modo más común para los isótopos más pesados ​​que ¹⁸ O es la desintegración beta para producir flúor . ^[60]

El oxígeno es el elemento químico más abundante en masa en la biosfera , el aire, el mar y la tierra de la Tierra. El oxígeno es el tercer elemento químico más abundante en el universo, después del hidrógeno y el helio. ^[68] Aproximadamente el 0,9% de la masa del Sol es oxígeno. ^[19] El oxígeno constituye el 49,2% de la corteza terrestre en masa ^[69] como parte de compuestos de óxido como el dióxido de silicio y es el elemento más abundante en masa en la corteza terrestre . También es el componente principal de los océanos del mundo (88,8% en masa). ^[19] El gas oxígeno es el segundo componente más común de la atmósfera de la Tierra , ocupando el 20,8% de su volumen y el 23,1% de su masa (unas 10 ¹⁵ toneladas). ^{[19] [70] [d]} La Tierra es inusual entre los planetas del Sistema Solar por tener una concentración tan alta de gas oxígeno en su atmósfera: Marte (con 0,1% de O
₂por volumen) y Venus tienen mucho menos. El O
₂La radiación que rodea a esos planetas se produce únicamente por la acción de la radiación ultravioleta sobre moléculas que contienen oxígeno, como el dióxido de carbono.

La concentración inusualmente alta de oxígeno gaseoso en la Tierra es el resultado del ciclo del oxígeno . Este ciclo biogeoquímico describe el movimiento del oxígeno dentro y entre sus tres principales reservorios en la Tierra: la atmósfera, la biosfera y la litosfera . El principal factor impulsor del ciclo del oxígeno es la fotosíntesis , que es responsable de la atmósfera de la Tierra moderna. La fotosíntesis libera oxígeno a la atmósfera, mientras que la respiración , la descomposición y la combustión lo eliminan de la atmósfera. En el equilibrio actual, la producción y el consumo ocurren al mismo ritmo. ^[71]

El oxígeno libre también se encuentra en solución en los cuerpos de agua del mundo. La mayor solubilidad del O
₂a temperaturas más bajas (ver Propiedades físicas) tiene implicaciones importantes para la vida oceánica, ya que los océanos polares sustentan una densidad de vida mucho mayor debido a su mayor contenido de oxígeno. ^[72] El agua contaminada con nutrientes vegetales como nitratos o fosfatos puede estimular el crecimiento de algas mediante un proceso llamado eutrofización y la descomposición de estos organismos y otros biomateriales puede reducir el O
₂contenido de oxígeno en los cuerpos de agua eutróficos. Los científicos evalúan este aspecto de la calidad del agua midiendo la demanda bioquímica de oxígeno del agua , o la cantidad de O
₂necesario para restaurarla a una concentración normal. ^[73]

Los paleoclimatólogos miden la proporción de oxígeno-18 y oxígeno-16 en las conchas y esqueletos de los organismos marinos para determinar el clima hace millones de años (ver ciclo de proporción de isótopos de oxígeno ). Las moléculas de agua de mar que contienen el isótopo más ligero , oxígeno-16, se evaporan a un ritmo ligeramente más rápido que las moléculas de agua que contienen el 12% más pesado oxígeno-18, y esta disparidad aumenta a temperaturas más bajas. ^[74] Durante los períodos de temperaturas globales más bajas, la nieve y la lluvia de esa agua evaporada tienden a ser más altas en oxígeno-16, y el agua de mar que queda tiende a ser más alta en oxígeno-18. Los organismos marinos luego incorporan más oxígeno-18 en sus esqueletos y conchas de lo que lo harían en un clima más cálido. ^[74] Los paleoclimatólogos también miden directamente esta proporción en las moléculas de agua de muestras de núcleos de hielo con cientos de miles de años de antigüedad.

Los geólogos planetarios han medido las cantidades relativas de isótopos de oxígeno en muestras de la Tierra , la Luna , Marte y meteoritos , pero durante mucho tiempo no pudieron obtener valores de referencia para las proporciones de isótopos en el Sol , que se cree que son las mismas que las de la nebulosa solar primordial . El análisis de una oblea de silicio expuesta al viento solar en el espacio y devuelta por la nave espacial Genesis accidentada ha demostrado que el Sol tiene una mayor proporción de oxígeno-16 que la Tierra. La medición implica que un proceso desconocido agotó el oxígeno-16 del disco solar de material protoplanetario antes de la coalescencia de los granos de polvo que formaron la Tierra. ^[75]

El oxígeno presenta dos bandas de absorción espectrofotométrica que alcanzan su pico en las longitudes de onda de 687 y 760  nm . Algunos científicos de teledetección han propuesto utilizar la medición de la radiancia proveniente de las copas de los árboles en esas bandas para caracterizar el estado de salud de las plantas desde una plataforma satelital . ^[76] Este enfoque explota el hecho de que en esas bandas es posible discriminar la reflectancia de la vegetación de su fluorescencia , que es mucho más débil. La medición es técnicamente difícil debido a la baja relación señal-ruido y la estructura física de la vegetación; pero se ha propuesto como un posible método para monitorear el ciclo del carbono desde satélites a escala global.

En la naturaleza, el oxígeno libre se produce por la división del agua impulsada por la luz durante la fotosíntesis oxigénica . Según algunas estimaciones, las algas verdes y las cianobacterias en entornos marinos proporcionan alrededor del 70% del oxígeno libre producido en la Tierra, y el resto lo producen las plantas terrestres. ^[77] Otras estimaciones de la contribución oceánica al oxígeno atmosférico son más altas, mientras que algunas estimaciones son más bajas, lo que sugiere que los océanos producen aproximadamente el 45% del oxígeno atmosférico de la Tierra cada año. ^[78]

Una fórmula general simplificada para la fotosíntesis es ^[79]

6CO2 + 6H_​
2O + fotones → C
₆yo
₁₂Oh
₆+ 6 O
₂

o simplemente

dióxido de carbono + agua + luz solar → glucosa + dioxígeno

La evolución fotolítica del oxígeno ocurre en las membranas tilacoides de los organismos fotosintéticos y requiere la energía de cuatro fotones . ^[e] Hay muchos pasos involucrados, pero el resultado es la formación de un gradiente de protones a través de la membrana tilacoide, que se utiliza para sintetizar trifosfato de adenosina (ATP) a través de la fotofosforilación . ^[80] El O
₂El resto (después de la producción de la molécula de agua) se libera a la atmósfera. ^[f]

El oxígeno se utiliza en las mitocondrias para generar ATP durante la fosforilación oxidativa . La reacción de la respiración aeróbica es esencialmente la inversa de la fotosíntesis y se simplifica como

do
₆yo
₁₂Oh
₆+ 6 O
₂→ 6 CO2 ₊ 6 H
₂O + 2880 kJ/mol

En los vertebrados , O
₂ Se difunde a través de las membranas de los pulmones y llega a los glóbulos rojos . La hemoglobina se une al O
₂, cambiando de color de rojo azulado a rojo brillante ^[43] ( CO
₂se libera de otra parte de la hemoglobina a través del efecto Bohr ). Otros animales utilizan hemocianina ( moluscos y algunos artrópodos ) o hemeritrina ( arañas y langostas ). ^[70] Un litro de sangre puede disolver 200 cm ³ de O
₂. ^[70]

Hasta el descubrimiento de los metazoos anaeróbicos , ^[81] se creía que el oxígeno era un requisito para toda vida compleja. ^[82]

Especies reactivas de oxígeno , como el ion superóxido ( O⁻
₂) y peróxido de hidrógeno ( H
₂Oh
₂), son subproductos reactivos del uso de oxígeno en los organismos. ^[70] Partes del sistema inmunológico de los organismos superiores crean peróxido, superóxido y oxígeno singlete para destruir a los microbios invasores. Las especies reactivas de oxígeno también juegan un papel importante en la respuesta hipersensible de las plantas contra el ataque de patógenos. ^[80] El oxígeno es dañino para los organismos anaeróbicos obligados , que fueron la forma dominante de vida primitiva en la Tierra hasta que O
₂comenzaron a acumularse en la atmósfera hace unos 2.500 millones de años durante el Gran Evento de Oxigenación , unos mil millones de años después de la primera aparición de estos organismos. ^{[83] [84]}

Un ser humano adulto en reposo inhala entre 1,8 y 2,4 gramos de oxígeno por minuto. ^[85] Esto equivale a más de 6 mil millones de toneladas de oxígeno inhaladas por la humanidad al año. ^[g]

La presión parcial de oxígeno libre en el cuerpo de un organismo vertebrado vivo es más alta en el sistema respiratorio y disminuye a lo largo de cualquier sistema arterial , tejidos periféricos y sistema venoso , respectivamente. La presión parcial es la presión que tendría el oxígeno si solo ocupara el volumen. ^[88]

El oxígeno libre era casi inexistente en la atmósfera terrestre antes de que evolucionaran las arqueas y bacterias fotosintéticas , probablemente hace unos 3500 millones de años. El oxígeno libre apareció por primera vez en cantidades significativas durante la era Paleoproterozoica (hace entre 3000 y 2300 millones de años). ^[89] Incluso si había mucho hierro disuelto en los océanos cuando la fotosíntesis oxigénica se estaba volviendo más común, parece que las formaciones de hierro en bandas fueron creadas por bacterias oxidantes de hierro anoxiénicas o microaerófilas que dominaban las áreas más profundas de la zona fótica , mientras que las cianobacterias productoras de oxígeno cubrían las aguas poco profundas. ^[90] El oxígeno libre comenzó a desprenderse de los océanos hace entre 3000 y 2700 millones de años, alcanzando el 10% de su nivel actual hace unos 1700 millones de años. ^{[89] [91]}

La presencia de grandes cantidades de oxígeno disuelto y libre en los océanos y la atmósfera puede haber llevado a la mayoría de los organismos anaeróbicos existentes a la extinción durante el Gran Evento de Oxigenación ( catástrofe del oxígeno ) hace unos 2.400 millones de años. Respiración celular usando O
₂permite a los organismos aeróbicos producir mucho más ATP que los organismos anaeróbicos. ^[92] Respiración celular de O
₂Ocurre en todos los eucariotas , incluidos todos los organismos multicelulares complejos, como plantas y animales.

Desde el comienzo del período Cámbrico hace 540 millones de años, el O atmosférico
₂Los niveles de O atmosférico han fluctuado entre el 15% y el 30% en volumen. ^[93] Hacia el final del período Carbonífero (hace unos 300 millones de años)
₂Los niveles alcanzaron un máximo del 35% en volumen, ^[93] lo que puede haber contribuido al gran tamaño de los insectos y anfibios en ese momento. ^[94]

Las variaciones en la concentración de oxígeno atmosférico han dado forma a los climas del pasado. Cuando el oxígeno disminuyó, la densidad atmosférica disminuyó, lo que a su vez aumentó la evaporación superficial, lo que provocó un aumento de las precipitaciones y temperaturas más cálidas. ^[95]

Al ritmo actual de fotosíntesis, se necesitarían unos 2.000 años para regenerar todo el O
₂en la atmósfera actual. ^[96]

Se estima que el oxígeno en la Tierra durará aproximadamente mil millones de años. ^{[97] [98]}

En el campo de la astrobiología y en la búsqueda de vida extraterrestre , el oxígeno es una biofirma importante . Dicho esto, puede que no sea una biofirma definitiva, ya que posiblemente se produzca de forma abiótica en cuerpos celestes con procesos y condiciones (como una hidrosfera peculiar ) que permitan la presencia de oxígeno libre, ^{[99] [100] [101]} como ocurre con las delgadas atmósferas de oxígeno de Europa y Ganímedes . ^[102]

Cien millones de toneladas de O
₂se extraen del aire para usos industriales anualmente mediante dos métodos principales. ^[20] El método más común es la destilación fraccionada del aire licuado, con N
₂ destilando como vapor mientras O
₂queda en estado líquido. ^[20]

El otro método principal de producción de O
₂Consiste en pasar una corriente de aire limpio y seco a través de un lecho de un par de tamices moleculares de zeolita idénticos , que absorben el nitrógeno y liberan una corriente de gas que contiene entre un 90% y un 93% de O
₂. ^[20] Simultáneamente, se libera gas nitrógeno del otro lecho de zeolita saturado de nitrógeno, reduciendo la presión de operación de la cámara y desviando parte del gas oxígeno del lecho productor a través de él, en la dirección inversa del flujo. Después de un tiempo de ciclo establecido, se intercambia el funcionamiento de los dos lechos, lo que permite bombear un suministro continuo de oxígeno gaseoso a través de una tubería. Esto se conoce como adsorción por oscilación de presión . El gas oxígeno se obtiene cada vez más mediante estas tecnologías no criogénicas (véase también la adsorción por oscilación de vacío relacionada ). ^[103]

El gas oxígeno también se puede producir mediante la electrólisis del agua en oxígeno molecular e hidrógeno. Se debe utilizar electricidad de corriente continua: si se utiliza corriente alterna, los gases en cada rama consisten en hidrógeno y oxígeno en una proporción explosiva de 2:1. Un método similar es el O electrocatalítico.
₂evolución a partir de óxidos y oxoácidos . También se pueden utilizar catalizadores químicos, como en los generadores de oxígeno químico o las velas de oxígeno que se utilizan como parte del equipo de soporte vital en submarinos, y que siguen siendo parte del equipo estándar en los aviones comerciales en caso de emergencias de despresurización. Otro método de separación del aire es forzar la disolución del aire a través de membranas cerámicas a base de dióxido de circonio mediante alta presión o una corriente eléctrica, para producir O casi puro.
₂gas. ^[73]

Los métodos de almacenamiento de oxígeno incluyen tanques de oxígeno a alta presión , criogenia y compuestos químicos. Por razones de economía, el oxígeno se suele transportar a granel como líquido en cisternas especialmente aisladas, ya que un litro de oxígeno licuado equivale a 840 litros de oxígeno gaseoso a presión atmosférica y 20 °C (68 °F). ^[20] Estos camiones cisterna se utilizan para rellenar contenedores de almacenamiento de oxígeno líquido a granel, que se encuentran fuera de los hospitales y otras instituciones que necesitan grandes volúmenes de gas oxígeno puro. El oxígeno líquido pasa a través de intercambiadores de calor , que convierten el líquido criogénico en gas antes de que entre en el edificio. El oxígeno también se almacena y se envía en cilindros más pequeños que contienen el gas comprimido; una forma que es útil en ciertas aplicaciones médicas portátiles y en la soldadura y el corte con oxicombustible . ^[20]

Captación de O
₂La oxigenación del aire es el objetivo esencial de la respiración , por lo que la suplementación de oxígeno se utiliza en medicina . El tratamiento no sólo aumenta los niveles de oxígeno en la sangre del paciente, sino que tiene el efecto secundario de disminuir la resistencia al flujo sanguíneo en muchos tipos de pulmones enfermos, aliviando la carga de trabajo del corazón. La oxigenoterapia se utiliza para tratar el enfisema , la neumonía , algunos trastornos cardíacos ( insuficiencia cardíaca congestiva ), algunos trastornos que causan un aumento de la presión arterial pulmonar y cualquier enfermedad que afecte la capacidad del cuerpo para absorber y utilizar el oxígeno gaseoso. ^[104]

Los tratamientos son lo suficientemente flexibles como para ser utilizados en hospitales, en el hogar del paciente o, cada vez más, mediante dispositivos portátiles. Las carpas de oxígeno se usaban comúnmente en el pasado para la suplementación de oxígeno, pero desde entonces han sido reemplazadas principalmente por el uso de máscaras de oxígeno o cánulas nasales . ^[105]

La medicina hiperbárica (de alta presión) utiliza cámaras de oxígeno especiales para aumentar la presión parcial de O
₂alrededor del paciente y, cuando sea necesario, el personal médico. ^[106] La intoxicación por monóxido de carbono , la gangrena gaseosa y la enfermedad por descompresión (las "curvas") a veces se abordan con esta terapia. ^[107] Aumento del O
₂La concentración de oxígeno en los pulmones ayuda a desplazar el monóxido de carbono del grupo hemo de la hemoglobina . ^{[108] [109]} El gas oxígeno es venenoso para las bacterias anaeróbicas que causan gangrena gaseosa, por lo que aumentar su presión parcial ayuda a matarlas. ^{[110] [111]} La enfermedad por descompresión ocurre en buceadores que se descomprimen demasiado rápido después de una inmersión, lo que resulta en la formación de burbujas de gas inerte, principalmente nitrógeno y helio, en la sangre. Aumentar la presión de O
₂La administración de oxígeno normobárico a la concentración más alta disponible se utiliza con frecuencia como primeros auxilios para cualquier lesión por buceo que pueda implicar la formación de burbujas de gas inerte en los tejidos. Existe un respaldo epidemiológico para su uso a partir de un estudio estadístico de casos registrados en una base de datos a largo plazo. ^{[104] [ 112 ] [ 113]}

Una aplicación de O
₂El oxígeno es un gas respirable de baja presión que se encuentra en los trajes espaciales modernos , que envuelven el cuerpo de sus ocupantes con el gas respirable. Estos dispositivos utilizan oxígeno casi puro a aproximadamente un tercio de la presión normal, lo que da como resultado una presión parcial sanguínea normal de O
₂Esta compensación de una mayor concentración de oxígeno por una menor presión es necesaria para mantener la flexibilidad del traje. ^{[117] [118]}

Los buceadores y submarinos que utilizan equipos de buceo o de superficie también dependen del O suministrado artificialmente.
₂Los submarinos, sumergibles y trajes de buceo atmosféricos suelen funcionar a presión atmosférica normal. El aire respirable se depura del dióxido de carbono mediante extracción química y se reemplaza el oxígeno para mantener una presión parcial constante. Los buceadores a presión ambiental respiran aire o mezclas de gases con una fracción de oxígeno adecuada a la profundidad de operación. El oxígeno puro o casi puro
₂El uso en buceo a presiones superiores a la atmosférica suele limitarse a rebreathers o a la descompresión a profundidades relativamente bajas (aproximadamente 6 metros de profundidad o menos), ^{[119] [120]} o al tratamiento médico en cámaras de recompresión a presiones de hasta 2,8 bar, donde la toxicidad aguda del oxígeno se puede controlar sin riesgo de ahogamiento. El buceo a mayor profundidad requiere una dilución significativa del O
₂con otros gases, como nitrógeno o helio, para evitar la toxicidad del oxígeno . ^[119]

Las personas que escalan montañas o vuelan en aviones de ala fija no presurizados a veces necesitan oxígeno suplementario .
₂suministros. ^[i] Los aviones comerciales presurizados tienen un suministro de emergencia de O
₂Se suministra automáticamente oxígeno a los pasajeros en caso de despresurización de la cabina. La pérdida repentina de presión en la cabina activa los generadores químicos de oxígeno situados encima de cada asiento, lo que hace que las máscaras de oxígeno se caigan. Al tirar de las máscaras "para iniciar el flujo de oxígeno", como dictan las instrucciones de seguridad de la cabina, se fuerza la entrada de limaduras de hierro en el clorato de sodio dentro del recipiente. ^[73] A continuación, se produce un flujo constante de gas oxígeno mediante la reacción exotérmica .

El oxígeno, como eufórico suave , tiene una historia de uso recreativo en bares de oxígeno y en deportes . Los bares de oxígeno son establecimientos que se encuentran en los Estados Unidos desde fines de la década de 1990 y que ofrecen niveles de O más altos de lo normal.
₂exposición por un precio mínimo. ^[121] Los atletas profesionales, especialmente en el fútbol americano , a veces salen del campo entre jugadas para ponerse máscaras de oxígeno para mejorar el rendimiento. El efecto farmacológico es dudoso; un efecto placebo es una explicación más probable. ^[121] Los estudios disponibles respaldan un aumento del rendimiento a partir de mezclas enriquecidas con oxígeno solo si se inhala durante el ejercicio aeróbico . ^[122]

Otros usos recreativos que no implican la respiración incluyen aplicaciones pirotécnicas , como el encendido de parrillas de barbacoa en cinco segundos de George Goble . ^[123]

La fundición de mineral de hierro para convertirlo en acero consume el 55% del oxígeno producido comercialmente. ^[73] En este proceso, O
₂Se inyecta a través de una lanza de alta presión en el hierro fundido, lo que elimina las impurezas de azufre y el exceso de carbono en forma de óxidos respectivos, SO
₂y CO
₂Las reacciones son exotérmicas , por lo que la temperatura aumenta hasta los 1.700 ° C . ^[73]

Otro 25% del oxígeno producido comercialmente es utilizado por la industria química. ^[73] El etileno reacciona con O
₂para crear óxido de etileno , que, a su vez, se convierte en etilenglicol , el principal material de alimentación utilizado para fabricar una gran cantidad de productos, incluidos anticongelantes y polímeros de poliéster (los precursores de muchos plásticos y tejidos ). ^[73]

La mayor parte del 20% restante del oxígeno producido comercialmente se utiliza en aplicaciones médicas, corte y soldadura de metales , como oxidante en combustible para cohetes y en el tratamiento del agua . ^[73] El oxígeno se utiliza en la soldadura oxiacetilénica , quemando acetileno con O
₂para producir una llama muy caliente. En este proceso, primero se calienta un metal de hasta 60 cm (24 pulgadas) de espesor con una pequeña llama de oxiacetileno y luego se corta rápidamente con una gran corriente de O
₂. ^[124]

El estado de oxidación del oxígeno es −2 en casi todos los compuestos conocidos de oxígeno. El estado de oxidación −1 se encuentra en unos pocos compuestos como los peróxidos . ^[125] Los compuestos que contienen oxígeno en otros estados de oxidación son muy poco comunes: −1/2 ( superóxidos ), −1/3 ( ozónidos ), O ( ácido hipofluoroso elemental ) , +1/2 ( dioxigenilo ), +1 ( difluoruro de dioxígeno ) y +2 ( difluoruro de oxígeno ). ^[126]

Agua ( H
₂O ) es un óxido de hidrógeno y el compuesto de oxígeno más conocido. Los átomos de hidrógeno están unidos covalentemente al oxígeno en una molécula de agua, pero también tienen una atracción adicional (aproximadamente 23,3 kJ/mol por átomo de hidrógeno) hacia un átomo de oxígeno adyacente en una molécula separada. ^[127] Estos enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua las mantienen aproximadamente un 15 % más cerca de lo que se esperaría en un líquido simple con solo fuerzas de van der Waals . ^{[128] [j]}

Debido a su electronegatividad , el oxígeno forma enlaces químicos con casi todos los demás elementos para dar los óxidos correspondientes . La superficie de la mayoría de los metales, como el aluminio y el titanio , se oxida en presencia de aire y se recubre con una fina película de óxido que pasiva el metal y retarda la corrosión . Muchos óxidos de los metales de transición son compuestos no estequiométricos , con un poco menos de metal del que mostraría la fórmula química . Por ejemplo, el mineral FeO ( wüstita ) se escribe como , donde x suele rondar los 0,05. ^[129]${\displaystyle {\ce {Fe}}_{1-x}{\ce {O}}}$

El oxígeno está presente en la atmósfera en cantidades traza en forma de dióxido de carbono ( CO
₂). La roca de la corteza terrestre está compuesta en gran parte de óxidos de silicio ( sílice SiO
₂, como se encuentra en el granito y el cuarzo ), aluminio ( óxido de aluminio Al
₂Oh
₃, en bauxita y corindón ), hierro ( óxido de hierro (III) Fe
₂Oh
₃, en la hematita y el óxido ) y carbonato de calcio (en la caliza ). El resto de la corteza terrestre también está formada por compuestos de oxígeno, en particular varios silicatos complejos (en los minerales de silicato ). El manto terrestre, de masa mucho mayor que la corteza, está compuesto en gran parte por silicatos de magnesio y hierro.

Silicatos solubles en agua en forma de Na
₄SiO
₄, N / A
₂SiO
₃, y Na
₂Si
₂Oh
₅se utilizan como detergentes y adhesivos . ^[130]

El oxígeno también actúa como ligando para los metales de transición, formando complejos de dioxígeno de metales de transición , que contienen metal- O
₂Esta clase de compuestos incluye las proteínas hemo hemoglobina y mioglobina . ^[131] Una reacción exótica e inusual ocurre con PtF
₆, que oxida el oxígeno para dar O ₂ ⁺ PtF ₆ ⁻ , hexafluoroplatinato de dioxigenilo . ^[132]

Entre las clases más importantes de compuestos orgánicos que contienen oxígeno se encuentran (donde "R" es un grupo orgánico): alcoholes (R-OH); éteres (ROR); cetonas (R-CO-R); aldehídos (R-CO-H); ácidos carboxílicos (R-COOH); ésteres (R-COO-R); anhídridos de ácido (R-CO-O-CO-R); y amidas ( R-CO-NR
₂). Hay muchos disolventes orgánicos importantes que contienen oxígeno, entre ellos: acetona , metanol , etanol , isopropanol , furano , THF , éter dietílico , dioxano , acetato de etilo , DMF , DMSO , ácido acético y ácido fórmico . Acetona ( (CH
₃)
₂CO ) y fenol ( C
₆yo
₅Los OH ) se utilizan como materiales de alimentación en la síntesis de muchas sustancias diferentes. Otros compuestos orgánicos importantes que contienen oxígeno son: glicerol , formaldehído , glutaraldehído , ácido cítrico , anhídrido acético y acetamida . Los epóxidos son éteres en los que el átomo de oxígeno forma parte de un anillo de tres átomos. El elemento se encuentra de manera similar en casi todas las biomoléculas que son importantes para (o generadas por) la vida.

El oxígeno reacciona espontáneamente con muchos compuestos orgánicos a temperatura ambiente o por debajo de ella en un proceso llamado autooxidación . ^[133] La mayoría de los compuestos orgánicos que contienen oxígeno no se forman por acción directa del O
₂Los compuestos orgánicos importantes en la industria y el comercio que se obtienen por oxidación directa de un precursor incluyen el óxido de etileno y el ácido peracético . ^[130]

Oxígeno

Peligros
Etiquetado SGA :
Pictogramas
Indicaciones de peligro	H272
Consejos de precaución	P220 , P244 , P370+P376 , P403
NFPA 704 (rombo cortafuegos)	0 0 1 BUEY

La norma NFPA 704 clasifica el gas de oxígeno comprimido como no peligroso para la salud, no inflamable y no reactivo, pero sí oxidante. El oxígeno líquido refrigerado (LOX) tiene una clasificación de riesgo para la salud de 3 (por el mayor riesgo de hiperoxia a causa de los vapores condensados ​​y por los peligros comunes de los líquidos criogénicos, como la congelación), y todas las demás clasificaciones son iguales a las del gas comprimido. ^[134]

Gas oxígeno ( O
₂) puede ser tóxico a presiones parciales elevadas , lo que provoca convulsiones y otros problemas de salud. ^{[119] [k] [136]} La toxicidad del oxígeno suele comenzar a ocurrir a presiones parciales superiores a 50 kilopascales ( kPa), equivalentes a aproximadamente el 50% de la composición de oxígeno a presión estándar o 2,5 veces el O  normal a nivel del mar.
₂Presión parcial de aproximadamente 21 kPa. Esto no es un problema excepto para pacientes con respiradores mecánicos , ya que el gas suministrado a través de máscaras de oxígeno en aplicaciones médicas generalmente está compuesto de solo 30-50% de O
₂por volumen (aproximadamente 30 kPa a presión estándar). ^[13]

En una época, los bebés prematuros eran colocados en incubadoras que contenían O
₂-aire rico, pero esta práctica se suspendió después de que algunos bebés quedaron ciegos porque el contenido de oxígeno era demasiado alto. ^[13]

Respirando puro O
₂En aplicaciones espaciales, como en algunos trajes espaciales modernos o en naves espaciales tempranas como Apolo , no causa daños debido a las bajas presiones totales utilizadas. ^{[117] [137]} En el caso de los trajes espaciales, el O
₂La presión parcial en el gas respirable es, en general, de unos 30 kPa (1,4 veces lo normal) y el O resultante
₂La presión parcial en la sangre arterial del astronauta es sólo marginalmente mayor que la presión normal a nivel del mar .
₂presión parcial. ^[138]

La toxicidad del oxígeno en los pulmones y el sistema nervioso central también puede ocurrir en el buceo profundo y en el buceo con suministro desde la superficie . ^{[13] [119]} La respiración prolongada de una mezcla de aire con un O
₂Una presión parcial superior a 60 kPa puede acabar provocando fibrosis pulmonar permanente . ^[139] La exposición a una presión parcial de O
₂Una presión parcial superior a 160 kPa (aproximadamente 1,6 atm) puede provocar convulsiones (normalmente fatales para los buceadores). La toxicidad aguda por oxígeno (que provoca convulsiones, su efecto más temido por los buceadores) puede producirse al respirar una mezcla de aire con un 21 % de O
₂a 66 m (217 pies) o más de profundidad; lo mismo puede ocurrir al respirar 100% de O
₂a sólo 6 m (20 pies). ^{[139] [140] [141] [142]}

Las fuentes de oxígeno altamente concentradas promueven una combustión rápida. Existen peligros de incendio y explosión cuando se acercan oxidantes y combustibles concentrados; se necesita un evento de ignición, como calor o una chispa, para desencadenar la combustión. ^[36] El oxígeno es el oxidante, no el combustible.

O concentrado
₂permitirá que la combustión se realice de forma rápida y enérgica. ^{[36] Las tuberías} de acero y los recipientes de almacenamiento utilizados para almacenar y transmitir oxígeno tanto gaseoso como líquido actuarán como combustible; y por lo tanto, el diseño y la fabricación de O
₂Los sistemas requieren una formación especial para garantizar que se minimicen las fuentes de ignición. ^[36] El incendio que mató a la tripulación del Apolo 1 en una prueba de plataforma de lanzamiento se propagó tan rápidamente porque la cápsula estaba presurizada con O puro .
₂pero a una presión ligeramente superior a la atmosférica, en lugar de la presión normal de 1 ⁄ 3 que se utilizaría en una misión. ^{[l] [144]}

Los derrames de oxígeno líquido, si se permiten que penetren en materia orgánica, como madera , productos petroquímicos y asfalto , pueden provocar que estos materiales detonen de manera impredecible en un impacto mecánico posterior. ^[36]

• Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). "Oxygen" (Oxígeno) . En Clifford A. Hampel (ed.). The Encyclopedia of the Chemical Elements (La enciclopedia de los elementos químicos ). Nueva York: Reinhold Book Corporation. págs. 499–512. LCCN  68-29938.
• Emsley, John (2001). "Oxygen". Los elementos básicos de la naturaleza: una guía de la A a la Z de los elementos . Oxford, Inglaterra: Oxford University Press. págs. 297–304. ISBN 978-0-19-850340-8.
• Raven, Peter H.; Evert, Ray F.; Eichhorn, Susan E. (2005). Biología de las plantas (7.ª ed.). Nueva York: WH Freeman and Company Publishers. pp. 115–27. ISBN 978-0-7167-1007-3.

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( Ayuda de audio  · Más artículos hablados )

• El oxígeno en la tabla periódica de vídeos (Universidad de Nottingham)
• Agentes oxidantes > Oxígeno
• Propiedades, usos y aplicaciones del oxígeno (O2)
• Artículo de Roald Hoffmann sobre “La historia de O”
• WebElements.com – Oxígeno
• Oxygen en In Our Time en la BBC
• Instituto Scripps: El oxígeno atmosférico ha estado disminuyendo durante 20 años