OSSIGENO: PROPRIETÀ, STRUTTURA, RISCHI, USI - CHIMICA - 2026

L' ossigeno è un elemento chimico che è rappresentato dal simbolo O. è un gas altamente reattivo, che fa capo al gruppo 16: i calcogeni. Questo nome è dovuto al fatto che lo zolfo e l'ossigeno sono presenti in quasi tutti i minerali.

La sua elevata elettronegatività spiega la sua grande avidità di elettroni, che la porta a combinarsi con un gran numero di elementi; Nasce così un'ampia gamma di ossidi minerali che arricchiscono la crosta terrestre. Pertanto, l'ossigeno rimanente si compone e rende l'atmosfera respirabile.

L'ossigeno è spesso sinonimo di aria e acqua, ma si trova anche nelle rocce e nei minerali. Fonte: Pxhere.

L'ossigeno è il terzo elemento più abbondante nell'Universo, dietro l'idrogeno e l'elio, ed è anche il principale costituente per massa della crosta terrestre. Ha una percentuale in volume del 20,8% dell'atmosfera terrestre e rappresenta l'89% della massa d'acqua.

Di solito ha due forme allotropiche: ossigeno biatomico (O ₂ ), che è la forma più comune in natura, e ozono (O ₃ ), che si trova nella stratosfera. Tuttavia, ce ne sono altri due (O ₄ e O ₈ ) che esistono nelle loro fasi liquide o solide e sotto un'enorme pressione.

L'ossigeno viene costantemente prodotto attraverso il processo di fotosintesi, effettuato dal fitoplancton e dalle piante terrestri. Una volta prodotto, viene rilasciato in modo che gli esseri viventi possano utilizzarlo, mentre una piccola parte di esso si dissolve nei mari, sostenendo la vita acquatica.

È quindi un elemento essenziale per gli esseri viventi; non solo perché è presente nella maggior parte dei composti e delle molecole che li formano, ma anche perché interviene in tutti i loro processi metabolici.

Sebbene il suo isolamento sia controverso attribuito a Carl Scheele e Joseph Priestley nel 1774, ci sono indicazioni che l'ossigeno sia stato effettivamente isolato per la prima volta nel 1608, da Michael Sendivogius.

Questo gas viene utilizzato nella pratica medica per migliorare le condizioni di vita dei pazienti con difficoltà respiratorie. Allo stesso modo, l'ossigeno viene utilizzato per consentire alle persone di svolgere le loro funzioni in ambienti in cui l'accesso all'ossigeno atmosferico è ridotto o inesistente.

L'ossigeno prodotto commercialmente viene utilizzato principalmente nell'industria metallurgica per la conversione del ferro in acciaio.

Storia

Spirito nitroariale

Nel 1500 Leonardo da Vinci, sulla base degli esperimenti di Filone di Bisanzio condotti nel II secolo a.C. C., ha concluso che una parte dell'aria veniva consumata durante la combustione e la respirazione.

Nel 1608, Cornelius Drebble dimostrò che il salnitro da riscaldamento (nitrato d'argento, KNO ₃ ) produceva un gas. Questo gas, come sarebbe stato successivamente conosciuto, era ossigeno; ma Drebble non è riuscito a identificarlo come nuovo elemento.

Poi, nel 1668, John Majow fece notare che una parte dell'aria che chiamava "Spiritus nitroaerus" era responsabile del fuoco, e che veniva consumata anche durante la respirazione e la combustione di sostanze. Majow ha osservato che le sostanze non bruciavano in assenza dello spirito nitroariale.

Majow eseguì la combustione dell'antimonio e osservò un aumento del peso dell'antimonio durante la sua combustione. Quindi Majow concluse che l'antimonio combinato con lo spirito nitroariale.

Scoperta

Sebbene non abbia ricevuto il riconoscimento della comunità scientifica, in vita o dopo la sua morte, è probabile che Michael Sandivogius (1604) sia il vero scopritore dell'ossigeno.

Sandivogius era un alchimista, filosofo e medico svedese che ha prodotto la decomposizione termica del nitrato di potassio. I suoi esperimenti lo portarono al rilascio di ossigeno, che chiamava "cibus vitae": alimento della vita.

Tra il 1771 e il 1772, il chimico svedese Carl W Scheele riscaldò vari composti: nitrato di potassio, ossido di manganese e ossido di mercurio. Scheele osservò che da loro veniva rilasciato un gas che aumentava la combustione, e che chiamava "aria di fuoco".

Gli esperimenti di Joseph Priestly

Nel 1774, il chimico inglese Joseph Priestly riscaldò l'ossido di mercurio usando una lente d'ingrandimento di dodici pollici che concentrò la luce solare. L'ossido di mercurio ha rilasciato un gas che ha fatto bruciare la candela molto più velocemente del normale.

Inoltre, Priestly ha testato l'effetto biologico del gas. Per fare questo, ha messo un topo in un contenitore chiuso che si aspettava di sopravvivere per quindici minuti; tuttavia, in presenza del gas, è sopravvissuto un'ora, più a lungo di quanto stimato.

Priestly pubblicò i suoi risultati nel 1774; mentre Scheele lo fece nel 1775. Per questo motivo la scoperta dell'ossigeno è spesso attribuita a Priestly.

Ossigeno nell'aria

Antoine Lavoisier, un chimico francese (1777), scoprì che l'aria contiene il 20% di ossigeno e che quando una sostanza brucia, in realtà si combina con l'ossigeno.

Lavoisier ha concluso che l'apparente aumento di peso sperimentato dalle sostanze durante la loro combustione era dovuto alla perdita di peso che si verifica nell'aria; poiché l'ossigeno combinato con queste sostanze e quindi le masse dei reagenti sono state conservate.

Ciò ha permesso a Lavoisier di stabilire la Legge di Conservazione della Materia. Lavoisier suggerì il nome dell'ossigeno che proveniva dalla formazione di "oxys" e "geni" dell'acido radicale. Quindi ossigeno significa "formazione di acido".

Questo nome è sbagliato, poiché non tutti gli acidi contengono ossigeno; per esempio, alogenuri di idrogeno (HF, HCl, HBr e HI).

Dalton (1810) assegnò all'acqua la formula chimica HO e quindi, il peso atomico dell'ossigeno era 8. Un gruppo di chimici, tra cui: Davy (1812) e Berzelius (1814) ha corretto l'approccio di Dalton e ha concluso che la formula corretta per l'acqua è H ₂ O e il peso atomico dell'ossigeno è 16.

Proprietà fisiche e chimiche

Aspetto

Gas incolore, inodore e insapore; mentre l'ozono ha un odore pungente. L'ossigeno favorisce la combustione, ma non è esso stesso un carburante.

Ossigeno liquido. Fonte: Sergente Nika Glover, US Air Force

Nella sua forma liquida (immagine in alto) è di colore azzurro pallido e anche i suoi cristalli sono bluastri; ma possono acquisire toni rosa, arancioni e persino rossastri (come verrà spiegato nella sezione sulla loro struttura).

Peso atomico

15.999 u.

Numero atomico (Z)

8.

Punto di fusione

-218,79 ° C.

Punto di ebollizione

-182,962 ° C.

Densità

In condizioni normali: 1.429 g / L. L'ossigeno è un gas più denso dell'aria. Inoltre, è un cattivo conduttore di calore ed elettricità. E al suo punto di ebollizione (liquido), la densità è di 1,141 g / ml.

Punto triplo

54,361 K e 0,1463 kPa (14,44 atm).

Punto critico

154,581 K e 5,043 MPa (49770,54 atm).

Calore di fusione

0,444 kJ / mol.

Calore di vaporizzazione

6,82 kJ / mol.

Capacità calorica molare

29,378 J / (mol · K).

Pressione del vapore

Alla temperatura di 90 K ha una tensione di vapore di 986,92 atm.

Stati di ossidazione

-2, -1, +1, +2. Lo stato di ossidazione più importante è -2 (O ^2- ).

elettronegatività

3.44 della scala Pauling

Energia ionizzata

Primo: 1.313,9 kJ / mol.

Secondo: 3.388,3 kJ / mol.

Terzo: 5.300,5 kJ / mol.

Ordine magnetico

Paramagnetica.

Solubilità dell'acqua

La solubilità dell'ossigeno nell'acqua diminuisce all'aumentare della temperatura. Ad esempio: 14,6 mL di ossigeno / L di acqua vengono sciolti a 0 ºC e 7,6 mL di ossigeno / L di acqua a 20 ºC. La solubilità dell'ossigeno nell'acqua potabile è maggiore che nell'acqua di mare.

Nella condizione di temperatura di 25 ºC e ad una pressione di 101,3 kPa, l'acqua potabile può contenere 6,04 mL di ossigeno / L di acqua; mentre l'acqua di mare solo 4,95 mL di ossigeno / L di acqua.

Reattività

L'ossigeno è un gas altamente reattivo che reagisce direttamente con quasi tutti gli elementi a temperatura ambiente e temperature elevate; ad eccezione dei metalli con potenziali di riduzione più elevati rispetto al rame.

Può anche reagire con i composti, ossidando gli elementi presenti in essi. Questo è ciò che accade quando reagisce con il glucosio, ad esempio, per produrre acqua e anidride carbonica; o quando il legno o un idrocarburo brucia.

L'ossigeno può accettare elettroni tramite trasferimento completo o parziale, motivo per cui è considerato un agente ossidante.

Il numero o lo stato di ossidazione più comune per l'ossigeno è -2. Con questo numero di ossidazione, si trova in acqua (H ₂ O), anidride solforosa (SO ₂ ) e anidride carbonica (CO ₂ ).

Inoltre, in composti organici come aldeidi, alcoli, acidi carbossilici; acidi comuni come H ₂ SO ₄ , H ₂ CO ₃ , HNO ₃ ; e suoi sali derivati: Na ₂ SO ₄ , Na ₂ CO ₃ o KNO ₃ . In tutti si potrebbe presumere l'esistenza di O ^2- (il che non è vero per i composti organici).

Ossidi

L'ossigeno è presente come O ^2- nelle strutture cristalline degli ossidi metallici.

D'altra parte, in superossidi metallici, come superossido di potassio (KO ₂ ), l'ossigeno è presente come O ₂ ^- ione . Mentre nei perossidi metallici, per dire perossido di bario (BaO ₂ ), l'ossigeno appare come lo ione O ₂ ^2- (Ba ²⁺ O ₂ ^2- ).

Isotopi

L'ossigeno ha tre isotopi stabili: ¹⁶ O, con un'abbondanza del 99,76%; il ¹⁷ O, con lo 0,04%; e ¹⁸ O, con lo 0,20%. Si noti che ¹⁶ O è di gran lunga l'isotopo più stabile e abbondante.

Struttura e configurazione elettronica

Molecola di ossigeno e sue interazioni

Molecola di ossigeno biatomico. Fonte: Claudio Pistilli

L'ossigeno nel suo stato fondamentale è un atomo la cui configurazione elettronica è:

2s ² 2p ⁴

Secondo la teoria del legame di valenza (TEV), due atomi di ossigeno sono legati in modo covalente in modo che entrambi completino separatamente il loro ottetto di valenza; oltre a poter accoppiare i suoi due elettroni solitari dagli orbitali 2p.

In questo modo appare quindi la molecola di ossigeno biatomico, O ₂ (immagine in alto), che ha un doppio legame (O = O). La sua stabilità energetica è tale che l'ossigeno non si trova mai come singoli atomi nella fase gassosa ma come molecole.

Poiché O ₂ è omonucleare, lineare e simmetrico, manca un momento di dipolo permanente; pertanto, le loro interazioni intermolecolari dipendono dalla loro massa molecolare e dalle forze di diffusione di Londra. Queste forze sono relativamente deboli per l'ossigeno, il che spiega perché è un gas in condizioni terrestri.

Tuttavia, quando la temperatura scende o la pressione aumenta, le molecole di O ₂ sono costrette a fondersi; al punto che le loro interazioni diventano significative e consentono la formazione di ossigeno liquido o solido. Per cercare di comprenderli molecolarmente, è necessario non perdere di vista l'O ₂ come unità strutturale.

Ozono

L'ossigeno può adottare altre strutture molecolari considerevolmente stabili; cioè, si trova in natura (o all'interno del laboratorio) in varie forme allotropiche. L'ozono (immagine in basso), O ₃ , ad esempio, è il secondo allotropo più noto dell'ossigeno.

Struttura dell'ibrido di risonanza rappresentato da un modello di sfera e asta per la molecola di ozono. Fonte: Ben Mills tramite Wikipedia.

Ancora una volta, TEV sostiene, spiega e mostra che in O ₃ devono esserci strutture di risonanza che stabilizzano la carica formale positiva dell'ossigeno al centro (linee rosse tratteggiate); mentre gli ossigeni alle estremità del boomerang distribuiscono una carica negativa, rendendo neutra la carica totale per l'ozono.

In questo modo i legami non sono singoli, ma nemmeno doppi. Esempi di ibridi di risonanza sono molto comuni in altrettante molecole o ioni inorganici.

L'O ₂ e l'O ₃ , poiché le loro strutture molecolari sono diverse, lo stesso accade con le loro proprietà fisiche e chimiche, fasi liquide o cristalli (anche quando entrambi sono costituiti da atomi di ossigeno). Teorizzano che è probabile la sintesi su larga scala dell'ozono ciclico, la cui struttura assomiglia a quella di un triangolo rossastro ossigenato.

È qui che finiscono i "normali allotropi" dell'ossigeno. Tuttavia, ce ne sono altri due da considerare: O ₄ e O ₈ , trovati o proposti rispettivamente in ossigeno liquido e solido.

Ossigeno liquido

L'ossigeno gassoso è incolore, ma quando la temperatura scende a -183 ºC, si condensa in un liquido blu pallido (simile all'azzurro). Le interazioni tra le molecole di O ₂ sono ora tali che anche i loro elettroni possono assorbire i fotoni nella regione rossa dello spettro visibile per riflettere il loro caratteristico colore blu.

Tuttavia, è stato teorizzato che in questo liquido ci siano più che semplici molecole di O ₂ , ma anche una molecola di O ₄ (immagine in basso). Sembra come se l'ozono fosse stato "bloccato" da un altro atomo di ossigeno che in qualche modo intercede per la carica formale positiva appena descritta.

Struttura del modello proposta con sfere e aste per la molecola di tetraossigeno. Fonte: Benjah-bmm27

Il problema è che, secondo simulazioni computazionali e molecolari, detta struttura per O ₄ non è esattamente stabile; tuttavia, prevedono che esistono come unità (O ₂ ) ₂ , cioè due molecole di O ₂ sono così vicine da formare una sorta di struttura irregolare (gli atomi di O non sono allineati l'uno di fronte all'altro).

Ossigeno solido

Quando la temperatura scende a -218,79 ºC, l'ossigeno cristallizza in una semplice struttura cubica (fase γ). Man mano che la temperatura scende ulteriormente, il cristallo cubico subisce transizioni alle fasi β (romboedrica e -229,35 ° C) e α (monoclina e -249,35 ° C).

Tutte queste fasi cristalline di ossigeno solido si verificano a pressione ambiente (1 atm). Quando la pressione aumenta a 9 GPa (~ 9000 atm), compare la fase δ, i cui cristalli sono arancioni. Se la pressione continua ad aumentare fino a 10 GPa, appare l'ossigeno rosso solido o la fase ε (di nuovo monoclina).

La fase ε è speciale perché la pressione è così enorme che le molecole di O ₂ non solo si dispongono come unità di O ₄ , ma anche O ₈ :

Struttura del modello con sfere e aste per la molecola di otta-ossigeno. Fonte: Benjah-bmm27

Notare che questo O _{8 è} costituito da due unità O ₄ dove si può vedere la cornice irregolare già spiegata. Allo stesso modo, è valido considerarlo come quattro O ₂ allineati strettamente e in posizioni verticali. Tuttavia, la loro stabilità sotto questa pressione è tale che O ₄ e O ₈ sono due allotropi aggiuntivi per l'ossigeno.

E infine abbiamo la fase ζ, metallica (a pressioni maggiori di 96 GPa), in cui la pressione fa disperdere gli elettroni nel cristallo; proprio come accade con i metalli.

Dove trovare e produzione

Minerali

L'ossigeno è il terzo elemento dell'Universo in massa, dietro l'idrogeno e l'elio. È l'elemento più abbondante nella crosta terrestre, rappresentando circa il 50% della sua massa. Si trova principalmente in combinazione con il silicio, sotto forma di ossido di silicio (SiO ₂ ).

L'ossigeno si trova come parte di innumerevoli minerali, come: quarzo, talco, feldspati, ematite, cuprite, brucite, malachite, limonite, ecc. Allo stesso modo, si trova come parte di numerosi composti come carbonati, fosfati, solfati, nitrati, ecc.

Aria

L'ossigeno costituisce il 20,8% dell'aria atmosferica in volume. Nella troposfera si trova principalmente come molecola di ossigeno biatomico. Mentre nella stratosfera, uno strato gassoso compreso tra 15 e 50 km dalla superficie terrestre, si trova come ozono.

L'ozono è prodotto da una scarica elettrica sulla molecola di O ₂ . Questo allotropo dell'ossigeno assorbe la luce ultravioletta dalla radiazione solare, bloccando la sua azione dannosa sugli esseri umani, che in casi estremi è associata alla comparsa di melanomi.

Acqua dolce e salata

L'ossigeno è un componente importante dell'acqua di mare e dell'acqua dolce di laghi, fiumi e acque sotterranee. L'ossigeno fa parte della formula chimica dell'acqua, costituendone l'89% in massa.

D'altra parte, sebbene la solubilità dell'ossigeno in acqua sia relativamente bassa, la quantità di ossigeno disciolto in essa è essenziale per la vita acquatica, che comprende molte specie di animali e alghe.

Esseri viventi

L'essere umano è composto per circa il 60% da acqua e, allo stesso tempo, ricco di ossigeno. Ma in aggiunta, l'ossigeno fa parte di numerosi composti, come fosfati, carbonati, acidi carbossilici, chetoni, ecc., Che sono essenziali per la vita.

L'ossigeno è presente anche in polisaccaridi, lipidi, proteine ​​e acidi nucleici; vale a dire le cosiddette macromolecole biologiche.

Fa anche parte dei rifiuti nocivi dell'attività umana, ad esempio: monossido di carbonio e biossido di carbonio, nonché anidride solforosa.

Produzione biologica

Le piante sono responsabili dell'arricchimento dell'aria con l'ossigeno in cambio dell'anidride carbonica che espiriamo. Fonte: Pexels.

L'ossigeno viene prodotto durante la fotosintesi, un processo mediante il quale il fitoplancton marino e le piante terrestri utilizzano l'energia della luce per far reagire l'anidride carbonica con l'acqua, creando glucosio e rilasciando ossigeno.

Si stima che oltre il 55% dell'ossigeno prodotto dalla fotosintesi sia dovuto all'azione del fitoplancton marino. Pertanto, costituisce la principale fonte di generazione di ossigeno sulla Terra ed è responsabile del mantenimento della vita su di essa.

Produzione industriale

Liquefazione dell'aria

Il metodo principale per produrre ossigeno in forma industriale è quello creato nel 1895, indipendentemente da Karl Paul Gottfried Von Linde e William Hamson. Questo metodo continua ad essere utilizzato oggi con alcune modifiche.

Il processo inizia con una compressione dell'aria per condensare il vapore acqueo e quindi eliminarlo. Successivamente, l'aria viene setacciata essendo condotta da una miscela di zeolite e gel di silice, per l'eliminazione di anidride carbonica, idrocarburi pesanti e il resto dell'acqua.

Successivamente, i componenti dell'aria liquida vengono separati attraverso una distillazione frazionata, ottenendo la separazione dei gas in essa presenti dai loro diversi punti di ebollizione. Con questo metodo è possibile ottenere ossigeno con una purezza del 99%.

Elettrolisi dell'acqua

L'ossigeno è prodotto dall'elettrolisi di acqua altamente purificata e con una conducibilità elettrica che non supera 1 µS / cm. L'acqua viene separata per elettrolisi nei suoi componenti. L'idrogeno come catione si muove verso il catodo (-); mentre l'ossigeno si sposta verso l'anodo (+).

Gli elettrodi hanno una struttura speciale per raccogliere i gas e successivamente produrre la loro liquefazione.

Decomposizione termica

La decomposizione termica di composti come l'ossido di mercurio e il salnitro (nitrato di potassio) rilascia ossigeno, che può essere raccolto per l'uso. Anche i perossidi sono usati per questo scopo.

Ruolo biologico

L'ossigeno è prodotto dal fitoplancton e dalle piante terrestri attraverso la fotosintesi. Attraversa la parete polmonare e nel sangue viene catturato dall'emoglobina, che la trasporta in diversi organi per essere successivamente utilizzata nel metabolismo cellulare.

In questo processo, l'ossigeno viene utilizzato durante il metabolismo di carboidrati, acidi grassi e amminoacidi, per produrre infine anidride carbonica ed energia.

La respirazione può essere delineata come segue:

C ₆ H ₁₂ O ₆ + O ₂ => CO ₂ + H ₂ O + Energia

Il glucosio viene metabolizzato in una serie di processi chimici sequenziali, tra cui la glicolisi, il ciclo di Krebs, la catena di trasporto degli elettroni e la fosforilazione ossidativa. Questa serie di eventi produce energia che si accumula come ATP (adenosina trifosfato).

L'ATP viene utilizzato in vari processi nelle cellule, compreso il trasporto di ioni e altre sostanze attraverso la membrana plasmatica; l'assorbimento intestinale di sostanze; la contrazione di diverse cellule muscolari; il metabolismo di diverse molecole, ecc.

I leucociti polimorfonucleati ei macrofagi sono cellule fagocitiche in grado di utilizzare l'ossigeno per produrre ioni superossido, perossido di idrogeno e ossigeno singoletto, che vengono utilizzati per distruggere i microrganismi.

rischi

Respirare ossigeno ad alta pressione può causare nausea, vertigini, spasmi muscolari, perdita della vista, convulsioni e perdita di coscienza. Inoltre, respirare ossigeno puro per un lungo periodo di tempo provoca irritazione polmonare, che si manifesta con tosse e mancanza di respiro.

Può anche essere la causa della formazione di edema polmonare: una condizione molto grave che limita la funzione respiratoria.

Un'atmosfera con un'alta concentrazione di ossigeno può essere pericolosa, poiché facilita lo sviluppo di incendi ed esplosioni.

applicazioni

Medici

L'ossigeno viene somministrato a pazienti con insufficienza respiratoria; questo è il caso dei pazienti con polmonite, edema polmonare o enfisema. Non potrebbero respirare l'ossigeno ambientale poiché sarebbero seriamente danneggiati.

Anche i pazienti con insufficienza cardiaca con accumulo di liquidi negli alveoli devono ricevere ossigeno; così come i pazienti che hanno subito un grave accidente cerebrovascolare (CVA).

Bisogno professionale

I vigili del fuoco che stanno combattendo un incendio in un ambiente con una ventilazione inadeguata, richiedono l'uso di maschere e bombole di ossigeno che permettano loro di svolgere le loro funzioni, senza mettere a rischio la loro vita.

I sottomarini sono dotati di apparecchiature per la produzione di ossigeno che consentono ai marinai di rimanere in un ambiente chiuso e senza accesso all'aria atmosferica.

I subacquei svolgono il loro lavoro immersi nell'acqua e quindi isolati dall'aria atmosferica. Respirano attraverso l'ossigeno pompato attraverso i tubi collegati alla loro muta da sub o l'uso di bombole attaccate al corpo del subacqueo.

Gli astronauti svolgono le loro attività in ambienti dotati di generatori di ossigeno che consentono la sopravvivenza durante i viaggi nello spazio e in una stazione spaziale.

Industriale

Più del 50% dell'ossigeno prodotto industrialmente viene consumato nella trasformazione del ferro in acciaio. Il ferro fuso viene iniettato con un getto di ossigeno per eliminare lo zolfo e il carbonio presenti; reagiscono producendo rispettivamente i gas SO ₂ e CO ₂ .

L'acetilene viene utilizzato in combinazione con l'ossigeno per tagliare piastre metalliche e anche per produrre la loro saldatura. L'ossigeno viene utilizzato anche nella produzione del vetro, aumentando la combustione nella cottura del vetro per migliorarne la trasparenza.

Spettrofotometria ad assorbimento atomico

La combinazione di acetilene e ossigeno viene utilizzata per bruciare campioni di diversa origine in uno spettrofotometro ad assorbimento atomico.

Durante la procedura, un raggio di luce proveniente da una lampada viene investito sulla fiamma, che è specifico per l'elemento da quantificare. La fiamma assorbe la luce della lampada permettendo di quantificare l'elemento.

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