Diferencia entre revisiones de «Oxígeno»
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{{otros usos|este=el elemento químico (O)|Oxígeno (desambiguación)}} |
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{{otros usos|Dioxígeno|el compuesto químico O<sub>2</sub>}} |
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{{Ficha de elemento químico |
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|bgcolor = a0ffa0 |
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|nombre = Oxígeno |
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|anterior = [[Nitrógeno]] |
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|posterior = [[Flúor]] |
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|símbolo = O |
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|número = 8 |
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|superior = - |
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|inferior = [[Azufre|S]] |
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|serie_química = [[No metal]]es |
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|grupo = [[Elementos del grupo 16|16]] |
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|periodo = [[Elementos del periodo 2|2]] |
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|bloque = [[Elementos del bloque p|p]] |
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|densidad = 1,429 |
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|apariencia = Incoloro [[Archivo:Liquid Oxygen2.gif|125px]] |
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|masa_atómica = 15,9994 |
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|radio_atómico = 60 (48) |
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|radio_covalente = 73 |
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|radio_van_der_waals = 152 |
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|configuración_electrónica = 1[[Orbital atómico|s]]<sup>2</sup>2[[Orbital atómico|s]]2<sup>2</sup>[[Orbital atómico|p]]<sup>4</sup> |
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|estados_oxidación = '''-2''', -1 (neutro) |
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|estructura_cristalina = cúbica |
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|estado = [[Gas]] ([[paramagnético]]) |
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|P_fusión = 50,35 |
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|P_ebullición = 90,18 |
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|E_fusión = 0,22259 |
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|E_vaporización = 3,4099 |
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|velocidad = 317,5 |
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|volumen_molar = 17,36×10<sup>-3</sup> |
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|electronegatividad = 3,44 |
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|calor_específico = 920 |
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|cond_eléctrica = |
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|cond_térmica = 0,026 74 |
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|E_ionización1 = 1313,9 |
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|E_ionización2 = 3388,3 |
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|E_ionización3 = 5300,5 |
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|E_ionización4 = 7469,2 |
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|isótopo1_nm = 16 |
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|isótopo1_abundancia = 99,762% |
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|isótopo1_neutrones = 8 |
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|isótopo2_nm = 17 |
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|isótopo2_abundancia = 0,038% |
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|isótopo2_neutrones = 9 |
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|isótopo3_nm = 18 |
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|isótopo3_abundancia = 0,2% |
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|isótopo3_neutrones = 10 |
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}} |
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[[Archivo:Liquid Oxygen.gif|thumb|250px|Por una coincidencia interesante de la naturaleza, el [[oxígeno líquido]] tiene el color celeste del [[cielo]]. Es importante observar que sin embargo, estos dos fenómenos no tienen relación (el azul del cielo es debido a la [[dispersión de Rayleigh]] y estaría presente aunque no hubiese oxígeno en el aire).]] |
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el oxigeno es importante para la vida, [[sin el no habria vida en el mundo.]] |
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el oxigeno probiene de los arboles , palmeras , arbustos , etc. |
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El '''oxígeno''' es un [[Tabla periódica de los elementos|elemento químico]] de [[número atómico]] 8 y símbolo '''O'''. En su forma molecular más frecuente, [[Oxígeno diatómico|O<sub>2</sub>]], es un [[gas]] a temperatura ambiente. Representa aproximadamente el 20,9% en volumen de la composición de la [[atmósfera terrestre]]. Es uno de los [[elemento químico|elementos]] más importantes de la [[química orgánica]] y participa de forma muy importante en el ciclo energético de los [[ser vivo|seres vivos]], esencial en la [[respiración celular]] de los organismos [[aeróbico]]s. Es un gas [[:Wiktionary:ES:incoloro|incoloro]], [[:Wiktionary:ES:inodoro|inodoro]] (sin olor) e [[:Wiktionary:ES:insípido|insípido]]. Existe una forma molecular formada por tres [[átomo]]s de oxígeno, O<sub>3</sub>, denominada [[ozono]] cuya presencia en la [[atmósfera]] protege la Tierra de la incidencia de [[radiación ultravioleta]] procedente del [[Sol]]. |
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Un [[átomo]] de oxígeno combinado con dos de [[hidrógeno]] forman una [[molécula]] de [[agua]]. |
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la perdida total del oxigeno esta en el daño de la capa de ozono por eso mientras tanto cuidemosla. |
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== Características principales == |
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En [[condiciones normales]] de presión y temperatura, el oxígeno se encuentra en estado gaseoso formando moléculas diatómicas (O<sub>2</sub>) que a pesar de ser inestables se generan durante la [[fotosíntesis]] de las [[planta]]s y son posteriormente utilizadas por los animales, en la [[respiración]] (ver [[ciclo del oxígeno]]). También se puede encontrar de forma líquida en laboratorios. |
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PROPIEDADES QUIMICAS DEL OXIGENO |
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Si llega a una temperatura menor que -219 °C, se convierte en un [[sólido]] cristalino azul. Su valencia es 2. |
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NOMBRE OXIGENO |
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== Descubrimiento == |
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NUMERO ATOMICO 8 |
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[[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. |
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Tradicionalmente este descubrimiento ha sido atribuido al químico inglés [[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. |
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VALENCIA 2 |
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Al calentar monóxido de mercurio, Priestley obtuvo dos vapores: uno se condensó en gotas, 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. |
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ESTADO DE OXIDACION -2 |
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== Rol biológico == |
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ELECTRONEGATIVIDAD 3,5 |
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El oxígeno [[respiración|respirado]] por los organismos aerobios, liberado por la [[planta]]s mediante la [[fotosíntesis]], participa en la conversión de nutrientes en energía ([[Adenosín trifosfato|ATP]]) y es imprescindible para la vida. |
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Todas las células del cuerpo humano precisan del oxígeno para poder vivir. Su disminución provoca [[hipoxia]] y la falta total de él [[anoxia]] pudiendo provocar la muerte del organismo. |
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== Isótopos == |
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RADIO COBALENTE 0,73 |
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El oxígeno tiene tres [[isótopo]]s estables y diez [[radioactividad|radioactivos]]. Todos sus isótopos radioactivos tienen un [[periodo de semidesintegración]] de menos de tres minutos. |
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== Iones típicos == |
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RADIO IONICO 1,40 |
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El oxígeno puede formar gran variedad de iones y estados de oxidación distintos |
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* [[Óxido]], O<sup>2−</sup> estado de oxidación -2 |
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* [[Peróxido]], O<sub>2</sub><sup>2−</sup> estado de oxidación -1 |
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* [[Superóxido]], O<sub>2</sub><sup>−</sup> estado de oxidación -1/2 |
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* [[Ozónido]], O<sub>3</sub><sup>−</sup> estado de oxidación -1/3 |
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Combinaciones con el [[flúor]], únicas con oxígeno en estado de oxidación positivo: |
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RADIO ATOMICO - |
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* FOOF ([[Flúor|F]]<sub>2</sub>O<sub>2</sub>): Estado de oxidación +1. |
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CONFIGURACION ELECTRONICA 1S2º2S2º2P4º |
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* FOF ([[Flúor|F]]<sub>2</sub>O<sub>1</sub>): Estado de oxidación +2. |
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== Precauciones == |
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PRIMER POTENCIAL DE IONIZACION 13,70 |
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El oxígeno puede ser tóxico a elevadas [[presión parcial|presiones parciales]]. |
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Algunos compuestos como el [[ozono]], el [[peróxido de hidrógeno]] y radicales hidroxilo son muy tóxicos. El cuerpo humano posee mecanismos de protección contra estas especies tóxicas. Por ejemplo la [[superoxido dismutasa]], [[catalasa]] y la [[glutation peroxidasa]] actúan como antioxidantes enzimáticos, al igual que la [[bilirrubina]] (un producto derivado del metabolismo de la [[hemoglobina]]), la vitamina C, vitamina E, etc. que actúan como antioxidantes no enzimáticos o barredores de [[radicales libres]]. |
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MASA ATOMICA 15,9994 |
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== Véase también == |
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DENSIDAD 1.429 |
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* [[Anoxia]] |
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* [[Ciclo del oxígeno]] |
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* [[Oxígeno diatómico]] o gaseoso |
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* [[Terapia mediante oxígeno]] |
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== Enlaces externos == |
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PUNTO DE EBULLICION -183 |
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{{commons|Oxygen}} |
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* [http://enciclopedia.us.es/index.php/Ox%EDgeno Enciclopedia Libre] |
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* [http://periodic.lanl.gov/elements/8.html Los Alamos National Laboratory - Oxygen] |
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* [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/O/index.html WebElements.com - Oxygen] |
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* [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/O.html EnvironmentalChemistry.com - Oxygen] |
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* [http://education.jlab.org/itselemental/ele008.html It's Elemental - Oxygen] |
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* [http://www.mtsinai.org/pulmonary/papers/ox-hist/ox-hist-intro.html Oxygen Therapy - The First 150 Years] |
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* [http://members.tripod.com/tjaartdb0/html/oxygen_toxicity.html Oxygen Toxicity] |
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{{ORDENAR:Oxigeno}} |
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PUNTO DE FUCION -218,8 |
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[[Categoría:Oxígeno| ]] |
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DESCUBRIDOR JOSEPH PRIESTLY 1774 |
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[[Categoría:Anfígenos]] |
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EL OXIGENO ES UN ELEMENTO QUIMICO Y GASEOSO SIMBOLO O NUMERO ATOMICO 8 Y PESO ATOMICO 15,9994 ES DE GRAN INTERES POR SER |
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[[Categoría:Bioelementos]] |
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{{bueno|de}} |
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{{destacado|en}} |
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[[af:Suurstof]] |
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[[als:Sauerstoff]] |
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[[an:Oxichén]] |
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[[ar:أكسجين]] |
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[[ast:Oxíxenu]] |
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[[az:Oksigen]] |
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[[bar:Sauastoff]] |
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[[bat-smg:Degounis]] |
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[[be:Кісларод]] |
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[[be-x-old:Тлен]] |
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[[bg:Кислород]] |
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[[bn:অক্সিজেন]] |
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[[br:Oksigen]] |
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[[bs:Kiseonik]] |
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[[ca:Oxigen]] |
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[[co:Ossigenu]] |
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[[cs:Kyslík]] |
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[[cv:Йӳçлĕк]] |
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[[cy:Ocsigen]] |
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[[da:Ilt]] |
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[[de:Sauerstoff]] |
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[[el:Οξυγόνο]] |
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[[en:Oxygen]] |
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[[eo:Oksigeno]] |
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[[et:Hapnik]] |
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[[eu:Oxigeno]] |
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[[fa:اکسیژن]] |
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[[fi:Happi]] |
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[[fr:Oxygène]] |
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[[fur:Ossigjen]] |
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[[fy:Soerstof]] |
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[[ga:Ocsaigin]] |
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[[gd:Àile-beatha]] |
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[[gl:Osíxeno (elemento)]] |
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[[gu:ઑક્સીજન]] |
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[[gv:Ocsygien]] |
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[[hak:Yòng]] |
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[[haw:‘Okikene]] |
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[[he:חמצן]] |
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[[hi:ऑक्सीजन]] |
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[[hr:Kisik]] |
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[[hsb:Kislik]] |
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[[ht:Oksijèn]] |
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[[hu:Oxigén]] |
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[[hy:Թթվածին]] |
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[[ia:Oxygeno]] |
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[[id:Oksigen]] |
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[[io:Oxo]] |
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[[is:Súrefni]] |
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[[it:Ossigeno]] |
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[[ja:酸素]] |
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[[jbo:kijno]] |
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[[jv:Oksigen]] |
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[[ka:ჟანგბადი]] |
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[[kk:Оттегі]] |
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[[kn:ಆಮ್ಲಜನಕ]] |
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[[ko:산소]] |
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[[ksh:Sauerstoff]] |
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[[ku:Oksîjen]] |
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[[la:Oxygenium]] |
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[[lb:Sauerstoff]] |
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[[li:Zuurstof]] |
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[[lij:Oscigeno]] |
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[[ln:Oksijɛ́ní]] |
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[[lt:Deguonis]] |
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[[lv:Skābeklis]] |
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[[mg:Ôksizenina]] |
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[[mhr:Шопештыш]] |
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[[mi:Hāora]] |
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[[mk:Кислород]] |
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[[ml:ഓക്സിജന്]] |
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[[mn:Хүчилтөрөгч]] |
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[[mr:ऑक्सिजन]] |
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[[ms:Oksigen]] |
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[[mt:Ossiġenu]] |
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[[myv:Чапамо чачтый]] |
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[[nah:Ehēcayoh]] |
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[[nds:Suerstoff]] |
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[[new:अक्सिजन]] |
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[[nl:Zuurstof (element)]] |
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[[nn:Oksygen]] |
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[[no:Oksygen]] |
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[[nv:Níłchʼi Yáʼátʼéehii]] |
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[[oc:Oxigèn]] |
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[[om:Oxygen]] |
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[[pa:ਆਕਸੀਜਨ]] |
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[[pam:Oxygen]] |
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[[pap:Oxigeno]] |
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[[pl:Tlen]] |
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[[pnb:آکسیجن]] |
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[[pt:Oxigénio]] |
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[[qu:Muksichaq]] |
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[[ro:Oxigen]] |
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[[ru:Кислород]] |
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[[scn:Ossìgginu]] |
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[[sh:Kiseonik]] |
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[[si:ඔක්සිජන්]] |
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[[sk:Kyslík]] |
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[[sl:Kisik]] |
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[[sq:Oksigjeni]] |
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[[sr:Кисеоник]] |
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[[stq:Suurstof]] |
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[[sv:Syre]] |
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[[sw:Oksijeni]] |
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[[th:ออกซิเจน]] |
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[[tl:Oksiheno]] |
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[[tr:Oksijen]] |
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[[ug:ئوكسىگېن]] |
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[[uk:Кисень]] |
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[[ur:آکسیجن]] |
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[[uz:Kislorod]] |
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[[vi:Ôxy]] |
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[[war:Oksiheno]] |
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[[yi:זויערשטאף]] |
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[[yo:Ọ́ksíjínì]] |
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[[zh:氧]] |
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[[zh-classical:氧]] |
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[[zh-min-nan:O (goân-sò͘)]] |
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[[zh-yue:氧]] |
Revisión del 14:11 14 abr 2010
El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y símbolo O. En su forma molecular más frecuente, O2, es un gas a temperatura ambiente. Representa aproximadamente el 20,9% en volumen de la composición de la atmósfera terrestre. Es uno de los elementos más importantes de la química orgánica y participa de forma muy importante en el ciclo energético de los seres vivos, esencial en la respiración celular de los organismos aeróbicos. Es un gas incoloro, inodoro (sin olor) e insípido. Existe una forma molecular formada por tres átomos de oxígeno, O3, denominada ozono cuya presencia en la atmósfera protege la Tierra de la incidencia de radiación ultravioleta procedente del Sol.
Un átomo de oxígeno combinado con dos de hidrógeno forman una molécula de 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 inglés 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 gotas, 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) y es imprescindible para la vida. Todas las células del cuerpo humano precisan del oxígeno para poder vivir. Su disminución provoca hipoxia 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
- Óxido, O2− 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 flúor, únicas con oxígeno en estado de oxidación positivo:
Precauciones
El oxígeno puede ser tóxico a elevadas presiones parciales.
Algunos compuestos como el ozono, el peróxido de hidrógeno y radicales hidroxilo son muy tóxicos. El cuerpo humano posee mecanismos de protección contra estas especies tóxicas. Por ejemplo la superoxido dismutasa, catalasa y la glutation peroxidasa actúan como antioxidantes enzimáticos, al igual que la bilirrubina (un producto derivado del metabolismo de la hemoglobina), la vitamina C, vitamina E, etc. que actúan como antioxidantes no enzimáticos o barredores de radicales libres.