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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 '''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, |
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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A temperatura ambiente no es muy activo, pero a temperaturas elevadas se combina con la mayor parte de los elementos para formar [[óxidos]],incluyendo algunos de los [[gases nobles]], en especial si se trata de oxígeno puro y en presencia de [[catalizadores]]. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo, después del [[flúor]], y esta avidez por capturar electrones explica que se combine con la mayoría de los elementos. Si exceptuamos el [[nitrógeno]], los [[halógenos]], el [[oro]], el [[iridio]] y el [[platino]], todos los elementos pueden arder en el oxígeno. De la misma forma, los compuestos que contengan elementos que se combinen fácilmente con el oxígeno, arden en el seno de éste. |
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Revisión del 14:44 10 mar 2012
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.
Reactividad
A temperatura ambiente no es muy activo, pero a temperaturas elevadas se combina con la mayor parte de los elementos para formar óxidos,incluyendo algunos de los gases nobles, en especial si se trata de oxígeno puro y en presencia de catalizadores. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo, después del flúor, y esta avidez por capturar electrones explica que se combine con la mayoría de los elementos. Si exceptuamos el nitrógeno, los halógenos, el oro, el iridio y el platino, todos los elementos pueden arder en el oxígeno. De la misma forma, los compuestos que contengan elementos que se combinen fácilmente con el oxígeno, arden en el seno de éste.
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, siendo el descubridor oficial. 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 las 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:
Usos y aplicaciones
Se usan grandes cantidades de oxígeno en los sopletes para soldar a altas temperaturas, en los cuales, la mezcla de oxígeno y otro gas produce una llama con una temperatura muy superior a la que se obtiene quemando gases en aire. El oxígeno se le administra a pacientes con problemas respiratorios y también a las personas que vuelan a altitudes elevadas, donde la baja presión del aire no permite la respiración normal. El aire enriquecido con oxígeno se usa para fabricar acero en los hornos de hogar abierto. Él oxígeno de gran pureza se utiliza en la industria de fabricación de metal. Es muy importante como líquido propulsor en los mísiles teledirigidos y en los cohetes.
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, produciendo estrés oxidativo. 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.
