|
|
|
|
|
Símbol: H |
Nombre atòmic: 8 |
|
|
Oxigen |
Oxígeno |
Oxygen |
Oxygène |
Grup: 16 |
Període: 2 |
|
|
Família: grup de
l’oxigen |
Configuració electrònica: 1s2 2s2 2p4 |
|||||
|
Generalitats |
|||||
|
Descobridor/s: C. W. Scheele i
Joseph Priestley |
Nacionalitat: Suècia i Gran
Bretanya |
Any: 1774 |
|||
|
Origen del nom: Grec: oxys (àcid)
i genes (formador) |
Una mica
d’història: A la Terra, l’oxigen és més
abundant que qualsevol altre element, però no fou reconegut com a tal
fins a finals del segle XVIII. Sembla ser que el químic danès Borch
va obtenir oxigen fortuïtament en 1678, però no va poder
recollir-lo i el seu descobriment s’atribueix a C. W. Scheele a
Suècia i J. Priestley a Gran Bretanya independentment entre 1771 i
1774. El primer el va preparar a partir
de diòxid de manganès mentre que el segon ho fa ver escalfant
amb una lent molt potent, l’òxid de mercuri que havia dipositat
prèviament damunt del mercuri d’un tub baromètric. Lavoisier, en els seus estudis
sobre la combustió, va perfeccionar aquest últim experiment,
determinant les propietats més importants, va posar de manifest la
presència d’oxigen en l’aire i en l’aigua i va donar
al gas el nom d’oxigen (formador d’àcids) per creure que
tots els àcids contenien aquest element. En 1877 Cailletet i Pictet el van
liquar per primera vegada. |
||||
|
Estat natural: És l'element
més abundant de l'escorça terrestre (un 46,7% del pes de
l’escorça sòlida terrestre), i dels oceans (entorn del
87% com a component de l'aigua) i el segon en l'atmosfera (prop del 21% en
volum i el 23,15% en pes). Els òxids de metalls, silicats (SiO44-)
i carbonats (CO32-) es troben amb
freqüència en les roques del sòl. En l'atmosfera es troba
com a oxigen molecular, O2, diòxid de carboni i en menor
proporció com a monòxid de carboni (CO), ozó (O3),
diòxid de nitrogen (NO2), monòxid de nitrogen (NO),
diòxid de sofre (SO2), etc. En els planetes exteriors (més allunyats del
Sol) i en cometes es troba aigua congelada i altres compostos d'oxigen, per
exemple, a Mart hi ha diòxid de carboni congelat; l’atmosfera de
Mart conté aproximadament un 0,15% d’oxigen. L'espectre d'aquest
element també s'aprecia sovint en les estrelles, està implicat
en el cicle carbó-nitrogen, un dels processos responsables de la
producció d’energia estel·lar. L’oxigen és el tercer element més
abundant trobat al Sol. |
Estructura cristal·lina: Sistema cúbic |
a
= b = c tots els angles rectes |
|||
|
Abundància
a l’ésser humà: 61·107 ppb parts per
bilió) en pes. |
Abundància a la Terra: És l'element
més abundant de l'escorça terrestre (un 46,7% del pes de
l’escorça sòlida terrestre), i dels oceans (entorn del
87% com a component de l'aigua) i el segon en l'atmosfera (prop del 21% en
volum i el 23,15% en pes). |
Abundància
al Sistema Solar: 1·107 ppb (parts per
bilió) en pes. |
|||
|
Propietats |
|||||||
|
Físiques |
Massa
atòmica (u) |
Densitat
(kg/m3) |
Duresa
(escala de Mohs) |
Volum
atòmic (cm3/mol) |
|||
|
15,9994 |
2000 |
-- |
14 |
||||
|
Tèrmiques |
Estat
d’agregació a 298 K |
Punt de
fusió (K) |
Punt
d’ebullició (K) |
|
|||
|
gas |
54,7 |
90,2 |
|
||||
|
Radis |
Radi
atòmic (Å) |
Radi
iònic (Å) |
Radi
covalent (Å) |
|
|||
|
0,65 |
1,45(O-2) 0,09 (O+6) |
0,73 |
|
||||
|
Ionització |
Afinitat
electrònica (KJ/mol) |
1a
energia ionització (KJ/mol) |
2a
energia ionització (KJ/mol) |
3a
energia ionització (KJ/mol) |
Estats
d’oxidació |
||
|
141 |
1313,9 |
3388,2 |
5300,3 |
-2, -1, +1, +2 |
|||
|
Elèctriques |
Conductivitat
elèctrica (mOhm.cm)-1 |
Electròniques |
Electronegativitat
(Pauling) |
Polaritzabilitat
(Å3) |
|
||
|
0,00 |
3,44 |
0,8 |
|
||||
|
Termodinàmiques |
Calor
d’atomització (KJ/mol d’àtoms) |
Calor de
fusió (KJ/mol) |
Calor de
vaporització (KJ/mol) |
Calor
específica (J/kg K) |
Conductivitat
tèrmica (J/m s ºC) |
||
|
249 |
0,4 |
3,41 |
911,24 |
0,03 |
|||
|
Altres |
Potencial
normal de reducció (v) |
Caràcter
metàl·lic |
Precaucions: L'oxigen
pot ser tòxic a elevades pressions parcials, provocant convulsions,
canvis pulmonars i efectes teratògens. Alguns compostos com l'ozó, el peròxid
d'hidrogen, superòxid i radicals hidroxil són molt
tòxics. El cos humà ha desenvolupat mecanismes de
protecció contra aquestes espècies tòxiques. Per exemple
la glutació actua com a antioxidant, igual que la bilirubina (un producte
derivat del metabolisme de la hemoglobina). Poc oxigen provoca asfixia. Les atmosferes riques en oxigen en presència de
materials combustibles són susceptibles de provocar incendis que es
propaguen amb gran rapidesa així com explosions. El mateix succeeix si
les fonts d'oxigen són clorats, perclorats, dicromats, etc.; aquests
compostos amb alt poder oxidant, poden a més provocar cremades
químiques. |
||||
|
+ 1,23 H2O/1/2 O2 (solució
àcida) |
No metall |
||||||
|
Característiques: |
|
||||||
|
El gas oxigen, O2,
és incolor, inodor i insípid. És lleugerament més
dens que l’aire, i és poc soluble en aigua (48,9 cm3/l
en c.n.) per això es pot recollir sobre ella. L’oxigen gasos pot
condensar-se en un líquid blau pàl·lid que és
fortament magnètic. L’oxigen sòlid, també blau
pàl·lid, s’obté per compressió del
líquid. Es coneixen tres formes
estructurals de l’oxigen: l’oxigen ordinari, amb dos àtoms
per molècula, O2, l’ozó, amb tres àtoms
per molècula, O3, i una forma no magnètica de color
blau pàl·lid, O4, que conté quatre
àtoms per molècula i que es trenca fàcilment en
presència d’oxigen ordinari. L’ozó és de
color blau pàl·lid i té un olor irritant. Es forma per
descàrregues elèctriques o llum ultraviolada que actua sobre el
O2. És un component important de l’atmosfera, vital
per impedir que els raigs ultraviolats nocius del Sol arribin a la
superfície de la Terra. Els aerosols en l’atmosfera tenen un
efecte perjudicial sobre la capa d’ozó; forats grans en la capa
d’ozó s’estan formant sobre les regions polars i augmenten
de mida anualment. L’ozó és poc
soluble en aigua i es dissol en tetraclorur de carboni més
fàcilment. A temperatura ambient és relativament inestable i es
descompon segons la reacció:
O3 à O2 + O
que explica que el seu poder oxidant sigui encara més alt que
el de l’oxigen. L’oxigen és molt
reactiu i es coneixen òxids de la majoria d’elements. És
essencial per a la respiració de totes les plantes i animals i per a
la majoria dels tipus de combustió. Es coneixen tres isòtops
estables de l’oxigen, el 16O és el més
abundant, compren el 99,76% de l’oxigen ordinari i es va usar com a
patró en la determinació de pesos atòmics fins el
decenni de 1960. Al voltant de 2/3 del cos
humà i 9/10 de l’aigua és oxigen. |
|||||||
|
Isòtops |
||||||
|
Isòtop |
Protons |
Neutrons |
Símbol |
Vida mitjana |
Abundància |
Altres |
|
Oxigen
- 14 |
8 |
6 |
14O |
70,6
segons |
0,00 |
Radioactiu |
|
Oxigen
- 15 |
8 |
7 |
15O |
122,2 segons |
0,00 |
Radioactiu |
|
Oxigen
- 16 |
8 |
8 |
16O |
Estable |
99,757 |
|
|
Oxigen
- 17 |
8 |
9 |
17O |
Estable |
0,038 |
|
|
Oxigen
- 18 |
8 |
10 |
18O |
Estable |
0,205 |
|
|
Oxigen
- 19 |
8 |
11 |
19O |
26,9
segons |
0,00 |
Radioactiu |
|
Oxigen
- 20 |
8 |
12 |
20O |
13,5
segons |
0,00 |
Radioactiu |
|
Oxigen
- 21 |
8 |
13 |
21O |
3,4
segons |
0,00 |
Radioactiu |
|
Oxigen
- 22 |
8 |
14 |
22O |
2,2
segons |
0,00 |
Radioactiu |
|
Reactivitat |
|
|
Descripció |
A temperatura ambient no és
massa actiu, però a temperatures elevades es combina amb la major part
dels elements per formar òxids, inclòs alguns dels gasos
nobles, en especial si es tracta d'oxígen pur i en presència de
catalitzadors. L’oxigen és el segon
element més electronegatiu, després del fluor, i aquesta avidesa
per a capturar electrons explica que es combini amb la majoria dels elements. Tret del nitrogen, els
halògens, l’or, l’iridi i el platí, tots els
elements poden cremar en oxigen. De la mateixa manera, els compostos que
continguin elements que es combinen fàcilment amb l’oxigen,
cremen en el sí d’aquest. L’oxigen no reacciona ni amb
ell mateix ni amb el nitrogen sota condicions normals, no obstant
l’efecte de la llum ultraviolada sobre l’oxigen gas és
formar el gas blau ozó, O3. Una altre forma d’obtenir
ozó és passant una descàrrega elèctrica a
través d’oxigen gas, el que ocasiona una solució que
conté ozó fins un 10%. Irradiació a pressió
baixa (10-20 mmHg) d’una mescla de gasos oxigen, O2, i
fluor, F2, a baixa temperatura (77-90ºK), permet obtenir el difluorur
d’oxigen gas, F2O2: O2 (g) + F2
(g) à F2O2 (g) |
|
Amb aire |
No reacciona |
|
Amb H2O |
No reacciona |
|
Amb HCL 6M |
No reacciona |
|
Amb HNO3 15M |
No reacciona |
|
Amb NaOH 6M |
No reacciona |
|
Obtenció |
Com que l’oxigen constitueix
aproximadament el 21% de l’atmosfera, s’obté
industrialment mitjançant destil·lació fraccionada de
l’aire líquid. En la part alta de la columna de
destil·lació es separa el nitrogen gasos que és el
component més volàtil, mentre que l’oxigen es recull
líquid per la base de la mateixa. En l’actualitat els processos
de licuefacció i destil·lació es produeixen a la vegada,
ja que el nitrogen gasos fred que es recull en la capçalera del
destil·lador s’utilitza per a refredar l’aire en intercanviadors
de calor, que queda parcialment liquat amb un contingut d’oxigen molt
superior al 21%. Una altra forma
d’obtenció de l’oxigen és
l’electròlisi de l’aigua a la que prèviament
s’ha afegit àcid sulfúric o sosa amb l’objectiu de
fer-la conductora. En aquest procés es desprèn hidrogen en el
càtode i oxigen en l’ànode. L’electròlisi del KOH,
utilitzant elèctrodes de níquel, dóna oxigen net. En el laboratori, l’oxigen
s’obté per descomposició d’alguns dels seus
compostos. Els òxids de plata i de mercuri es descomponen
tèrmicament per a donar oxigen i el metall corresponent. El clorat de potassi, KClO3,
es descompon en clorur de potassi i oxigen, en una reacció catalitzada
per el diòxid de manganès: 2KClO3 (400ºC) à 2KCl + 3O2 El peròxid de sodi, Na2O2,
es descompon per l’acció de l’aigua generant
hidròxid de sodi i oxigen:
Na2O2 + H2O
à 2NaOH + 1/2O2 El permanganat de potassi, sota
condicions controlades, també permet obtenir oxigen: 2KMnO4 (214ºC) à K2MnO4 + MnO2 +
O2 L’ozó es pot obtenir
per descàrrega elèctrica a través d’oxigen que
flueix a través d’un sistema refredat; això pot deixar
una proporció d’un 10% d’ozó que es pot purificar
per liqüefacció fraccionària. |
|
La principal utilització de l'oxigen és
com oxidant ja que té una elevada electronegativitat, només
superada pel fluor, així, per exemple, s'usa oxigen líquid en
els motors de propulsió de coets i mísils, mentre que en els
processos industrials i en el transport l'oxigen per a la combustió es
pren directament de l'aire. Altres aplicacions industrials són
l’afinat de l’acer en la indústria siderúrgica i
l’obtenció de moltes substàncies químiques com els
àcids nítric i sulfúric, l’acetilè, el
metanol, l’epoxietà, etc. S’utilitza per a produir la flama en les
soldadures oxiacetilènica i oxhídrica i per a la
fabricació d’explosius. La medicina també fa ús de l'oxigen
subministrant-lo com a suplement a pacients amb dificultats
respiratòries; i s'empren botelles d'oxigen en diverses
pràctiques esportives com el submarinisme o laborals, en el cas
d'accedir a llocs tancats, o escassament ventilats, amb atmosferes
contaminades (neteja interior de dipòsits, treball en sales de
pintura, etc.) L'oxigen provoca una resposta d'eufòria als
què l'inhalen, pel que històricament ha estat usat com a
divertiment, pràctica que persisteix avui en dia. En el segle XIX
també es va utilitzar, mesclat amb òxid nitrós com
analgèsic. L’ozó s’utilitza com a bactericida
en algunes piscines, per a l’esterilització d’aigua
potable (encara que és més car que el clor) i com a decolorant
d’olis, ceres i farines. |
|
|
Variable. L'oxigen pot ser tòxic a elevades pressions
parcials, provocant convulsions, canvis pulmonars i efectes
teratògens. Alguns
compostos com l'ozó, el peròxid d'hidrogen, superòxid i
radicals hidroxil són molt tòxics. El cos humà ha desenvolupat
mecanismes de protecció contra aquestes espècies
tòxiques. Per exemple la glutació actua com a antioxidant,
igual que la bilirubina (un producte derivat del metabolisme de la
hemoglobina). |