Oxígeno

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Tabla de contenido
Oxígeno	1
Características principales	2
Descubrimiento	3
Rol biológico	3
Isótopos	4
Iones Típicos	4
Oxígeno
El oxígeno es el elemento químico de número atómico 8 en la tabla periódica, donde se encuentra en el grupo 16, período 2 y bloque p. El nombre del oxígeno proviene de los vocablos griegos oxys (ὀξύς), que traduce “ácido”, y –gonos (γόνος), que traduce “generador” o “productor”, por lo que el neologismo oxígeno traduce “generados de ácidos”. Esto se debe a que anteriormente se creía que todos los ácidos debían contener oxígeno. Y si bien esto fue desmentido después, el nombre de este elemento se mantuvo. Este no metal tiene una masa atómica de 15,9994u y su configuración electrónica es [He]2s2sp4 (tiene dos electrones en su primer nivel y 6 en el siguiente).
Al igual que otros elementos como el hidrógeno, el nitrógeno, el carbono, el azufre y el fósforo, el oxígeno es un elemento que tiene un ciclo biogeoquímico en el planeta, transmitiéndose en sus diversas formas (como fosfatos y fosfenos) entre la atmósfera, la geósfera, y la biósfera. En esta última, el oxígeno molecular o dioxígeno (O2), es tomado de la atmósfera por los animales y los organismos con respiración aeróbica (ya sea pulmonar, branquial, traqueal, etc.) y llevado a sus células, emitiendo a cambio dióxido de carbono (CO2). Este último, también conocido como gas carbónico, es aprovechado por las plantas para llevar a cabo la fotosíntesis, con lo cual producen glucosa y oxígeno molecular de nuevo, reiniciando el ciclo.
Como propiedades atómicas, el oxígeno tiene una electronegatividad de 3,44 en la escala de Pauling, un radio atómico de 60pm (radio de Bohr), un radio de van der Waals de 152pm, un radio covalente de 73pm y estados de oxidación -2 y -1. Como propiedades físicas, el oxígeno se encuentra en estado gaseoso en condiciones ambientales ordinarias y tiene una densidad de 1,429 kg/m3, un punto de fusión de -223 °C, un punto de ebullición de -183 °C, una entalpía de vaporización de 6,8061 kJ/mol, una entalpía de fusión de 0,4384 kJ/mol y un volumen molar de 17,36×10-3 m3/mol. La estructura cristalina del oxígeno es cúbica, su calor específico es de 920 J/(K.kg), su conductividad térmica es de 0,02674 W/(K.m) y su velocidad del sonido es de 317 m/s a 20 °C. De los 17 isótopos conocidos del oxígeno, sólo 3 son estables: 16O, 17º y 18O.
La historia del oxígeno se remonta a 1608, cuando el inventor holandés Cornelius Drebbel descubrió que quemar salitre (KNO3) dejaba un gas como residuo, pero no identificó que se trataba de un elemento
Este mérito lo comparten el inglés Joseph Priestley, el sueco Carl Wilhelm Scheele, y algunos más le otorgan este mérito al francés Antoine Lavoisier. El primero recogió oxígeno en 1774 al apuntar un haz de luz solar concentrada en óxido de mercurio (HgO), notando que este gas facilitaba la respiración e incrementaba la combustión de una vela encendida; el segundo escribió sobre este gas en 1771, escrito que se dio a conocer a 1777; y el último reflexionó sobre la oxidación y la combustión, proponiendo el nombre de oxígeno.
Como otros gases, el oxígeno es un gas sin color ni olor. En nuestro planeta, es el segundo elemento más abundante de la atmósfera, después del nitrógeno, constituyendo el 21% de toda la atmósfera. De igual forma, tiene una gran abundancia en la corteza terrestre, donde concentra el 49,2%. Así, además del oxígeno molecular (O2) presente en la atmósfera, podemos encontrar oxígeno en forma de agua (H2O) en los océanos, los ríos y demás fuentes hídricas, y en la biósfera, dentro de los organismos. Los altos niveles de oxígeno atmosférico se originaron en la Tierra hace aproximadamente 2.000 millones de años, acumulándose en la atmósfera debido a la fotosíntesis masiva de las cianobacterias que poblaban el planeta por aquel entonces.
El oxígeno tiene un papel fundamental para la vida en nuestro planeta, pues de él depende la respiración celular. Más allá de este papel biológico, el oxígeno se utiliza en la industria metalúrgica para fabricar acero, cortar metales y realizar soldadura de oxiacetileno. También se utiliza para la producción de químicos, como el peróxido de hidrógeno y el ácido nítrico. Se usa además para producir poliéster, cloroeteno y epoxienato. El oxígeno se puede aislar destilando el aire líquido de la atmósfera, filtrando el aire con una zeolita, filtrando el aire por una membrana cerámica o por medio de la electrólisis del agua.
Características principales
En condiciones normales de presión y temperatura, el oxígeno se encuentra en estado gaseoso formando moléculas diatómicas (O2) que a pesar de ser inestables se generan durante la fotosíntesis de las plantas y son posteriormente utilizadas por los animales, en la respiración (ver ciclo del oxígeno). También se puede encontrar de forma líquida en laboratorios. Si llega a una temperatura menor que -219°C, se convierte en un sólido cristalino azul. Su valencia es 2.
Descubrimiento
Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) farmacéutico y químico sueco (aunque de origen alemán), describe el descubrimiento del oxígeno, producido durante sus trabajos entre 1772 y 1773, en su libro Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer (Tratado químico del aire y del fuego) publicado en 1777.
Tradicionalmente este descubrimiento ha sido atribuido al químico angloamericano Joseph Priestley (1733-1804), quien lo descubrió de manera independiente en 1772, aunque el primero que publicó un trabajo sobre este gas y le dio nombre fue el químico francés Lavoisier (1743-1794) en 1777. Utilizó para ello dos raíces griegas ὀξύς (oxýs) (ácido, literalmente "punzante", por el sabor de los ácidos) y -γενής (-genēs) ("generador, que engendra"), porque creyó que el oxígeno era un constituyente indispensable de los ácidos).
Al calentar monóxido de mercurio, Priestley obtuvo dos vapores: uno se condensó en gotitas, el mercurio, pero ¿qué era el otro? Priestley juntó ese gas en un recipiente e hizo algunos ensayos: si introducía una brasa de madera, ardía; si acercaba ratones vivos, éstos se volvían muy activos. En vista de lo cual, Priestley inhaló un poco de ese gas y notó que se sentía muy "ligero y cómodo". A este gas lo llamó aire desflogistizado, hoy sabemos que era oxígeno. Sin saberlo, Priestley fue la primera persona que usó la mascarilla de oxígeno.
Rol biológico
El oxígeno respirado por los organismos aerobios, liberado por la plantas mediante la fotosíntesis, participa en la conversión de nutrientes en energía (ATP). Su disminución provoca hipoxemia y la falta total de él anoxia pudiendo provocar la muerte del organismo.
Isótopos
El oxígeno tiene tres isótopos estables y diez radioactivos. Todos sus isótopos radioactivos tienen un periodo de semidesintegración de menos de tres minutos.
Iones Típicos
El oxígeno puede formar gran variedad de iones y estados de oxidación distintos
Oxido, O12− estado de oxidación -2
Peróxido, O22− estado de oxidación -1
Superóxido, O2− estado de oxidación -1/2
Ozónido, O3− estado de oxidación -1/3
Combinaciones con el Fluor, únicas con oxigeno en estado de oxidación positivo
FOOF F2O2 Estado de oxidación +1
FOF F2O1 Estado de oxidación +2