Ver el código de «Oxígeno»

{{Artículo destacado}}
{{otros usos|este=el elemento químico (O)|Oxígeno (desambiguación)}}
{{otros usos|Dioxígeno|la molécula O<sub>2</sub>}}
{{Ficha de elemento químico
|nombre = Oxígeno
|anterior = [[Nitrógeno]]
|posterior = [[Flúor]]
|símbolo = O
|número = 8
|grupo = [[Elementos del grupo 16|16]]
|periodo = [[Elementos del periodo 2|2]]
|bloque = [[Elementos del bloque p|p]]
|densidad = 1,429
|pie_de_imagen = Oxígeno líquido
|apariencia = Incoloro en estado gaseoso, sólido y líquido de color azul
|CAS = 7782-44-7
|EINECS = 231-956-9
|masa_atómica = 15,9994
|radio_atómico = 60 (48)
|radio_covalente = 73
|radio_van_der_waals = 152
|configuración_electrónica = {{configuración electrónica|símbolo=O}}
|electrones_por_nivel = 2, 6
|estados_oxidación = '''-2''', -1 (neutro)
|estructura_cristalina = cúbica
|estado = [[Gas]] ([[paramagnético]])
|P_fusión = 50,35
|P_ebullición = 90,18
|E_fusión = 0,4384
|E_vaporización = 6,8061
|velocidad = 317,5
|volumen_molar = 17,36×10<sup>-3</sup>
|electronegatividad = 3,44
|calor_específico = 920
|cond_eléctrica = 
|cond_térmica = 0,026 74
|E_ionización1 = 1313,9
|E_ionización2 = 3388,3
|E_ionización3 = 5300,5
|E_ionización4 = 7469,2
|isótopo1_nm = 16
|isótopo1_abundancia = 99,762 %
|isótopo1_neutrones = 8
|isótopo2_nm = 17
|isótopo2_abundancia = 0,038 %
|isótopo2_neutrones = 9
|isótopo3_nm = 18
|isótopo3_abundancia = 0,2 %
|isótopo3_neutrones = 10
|imagen=Liquid oxygen in a beaker (cropped and retouched).jpg
|pie=Oxígeno en estado líquido
}}

El '''oxígeno''' es un [[elemento químico]] de [[número atómico]] '''8''' y número de masa (peso atómico) 15,9994 uma,  representado por el símbolo '''O'''. Su nombre proviene de las raíces [[griego antiguo|griegas]] ὀξύς (oxys) (‘ácido’, literalmente ‘punzante’, en referencia al [[sabor]] de los [[ácido]]s) y –γόνος (-gonos) (‘productor’, literalmente ‘engendrador’; es decir, "productor de ácidos"),<ref name="c9cc7b99">{{cita libro|apellido=Asimov|nombre=Isaac|título=Breve historia de la química: Introducción a las ideas y conceptos de la química|editorial=Alianza Editorial (El Libro de Bolsillo)|año=2014|páginas=81|isbn=978-84-206-6421-7}}</ref> porque en la época en que se le dio esta denominación se creía, incorrectamente, que todos los ácidos requerían oxígeno para su composición. En [[condiciones normales de presión y temperatura]], dos [[átomo]]s del elemento se enlazan para formar el [[dioxígeno]], un [[gas]] [[molécula diatómica|diatómico]] incoloro, inodoro e insípido con fórmula O<sub>2</sub>. Esta sustancia constituye una importante parte de la [[atmósfera]] y resulta necesaria para sostener la [[vida]] [[Tierra|terrestre]].

Forma parte del [[Grupo de la tabla periódica|grupo]] de los [[anfígeno]]s en la [[tabla periódica]] y es un elemento [[No metal|no metálico]] altamente [[reacción química|reactivo]] que forma fácilmente [[Compuesto químico|compuestos]] (especialmente [[óxido]]s) con la mayoría de elementos, excepto con los [[Gas noble|gases nobles]] [[helio]] y [[neón]]. Asimismo, es un fuerte [[agente oxidante]] y tiene la segunda [[electronegatividad]] más alta de todos los elementos, solo superada por el [[flúor]].<ref>{{cita web|url=http://www.webelements.com/oxygen/electronegativity.html |título=WebElements Periodic Table of the Elements &#124; Oxygen &#124; Electronegativity |editorial=Webelements.com |fecha= |fechaacceso=22 de julio de 2012|idioma=inglés}}</ref> Medido por su [[masa]], el oxígeno es el [[Abundancia de los elementos químicos|tercer elemento más abundante]] del universo, tras el [[hidrógeno]] y el helio,<ref name="NBB297">{{cita libro|título=Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements|capítulo=Oxygen|autor=Emsley, John|año=2001|ubicación=Oxford, Reino Unido|editorial=[[Oxford University Press]]|páginas=297|isbn=0-19-850340-7|idioma=inglés}}</ref> y el más abundante en la [[corteza terrestre]], ya que forma, prácticamente, la mitad de su masa.<ref name="lanl">{{cita web|url=http://periodic.lanl.gov/elements/8.html|título=Oxygen|obra=Los Alamos National Laboratory|idioma=inglés|fecha=26 de octubre de 2007|fechaacceso=7 de julio de 2012|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20071026034224/http://periodic.lanl.gov/elements/8.html|fechaarchivo=26 de octubre de 2007}}</ref> Debido a su reactividad química, no puede permanecer en la atmósfera terrestre como elemento libre sin ser reabastecido constantemente por la [[Fotosíntesis|acción fotosintética]] de los organismos que utilizan la energía solar para producir oxígeno elemental a partir del agua. El oxígeno elemental O<sub>2</sub> solamente empezó a acumularse en la atmósfera después de la aparición de estos organismos, aproximadamente hace 2500 millones de años.<ref>{{cite press release|title=NASA Research Indicates Oxygen on Earth 2.5 Billion Years ago|url=http://www.nasa.gov/home/hqnews/2007/sep/HQ_07215_Timeline_of_Oxygen_on_Earth.html|publisher=[[NASA]]|date=27 de septiembre de 2007|accessdate=22 de julio de 2012|idioma=inglés|fechaarchivo=13 de marzo de 2008|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20080313063940/http://www.nasa.gov/home/hqnews/2007/sep/HQ_07215_Timeline_of_Oxygen_on_Earth.html|deadurl=yes}}</ref> El oxígeno diatómico constituye el 20,8 % del volumen de la [[atmósfera terrestre]].<ref name="ECE500">{{cita libro |capítulo="Oxygen"|autor=Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M.|fecha=1968|título=The Encyclopedia of the Chemical Elements|editorial=Reinhold Book Corporation|páginas=499–512|idioma=inglés|ubicación=Nueva York|id={{LCCN|68-29938}}}}</ref>

Dado que constituye la mayor parte de la masa del [[agua]], es también el componente mayoritario de la masa de los seres vivos. Muchas de las moléculas más importantes que forman parte de los seres vivos, como las [[proteína]]s, los [[Ácido nucleico|ácidos nucleicos]], los [[carbohidrato]]s y los [[lípido]]s, contienen oxígeno, así como los principales [[compuesto inorgánico|compuestos inorgánicos]] que forman los caparazones, dientes y huesos animales. El oxígeno elemental se produce por [[cianobacteria]]s, [[alga]]s y plantas y todas las formas complejas de vida lo usan para su [[respiración celular]]. Resulta tóxico para los organismos de tipo [[Organismo anaerobio|anaerobio obligado]], las [[Historia de la vida|formas tempranas de vida]] que predominaban en la Tierra hasta que el O<sub>2</sub> comenzó a acumularse en la atmósfera. Otra forma ([[Alotropía|alótropa]]) del oxígeno, el [[ozono]] (O<sub>3</sub>), ayuda a proteger la biosfera de la [[radiación ultravioleta]] a gran altitud, en la llamada [[capa de ozono]], pero es contaminante cerca de la superficie, donde es un subproducto del [[esmog]]. A altitudes aún mayores de la [[órbita baja terrestre]], el oxígeno atómico tiene una presencia significativa y causa erosión en las naves espaciales.<ref>{{cita web|fechaacceso=22 de julio de 2012|url=http://www.spenvis.oma.be/spenvis/help/background/atmosphere/erosion.html|título=Atomic oxygen erosion|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20070613121048/http://www.spenvis.oma.be/spenvis/help/background/atmosphere/erosion.html|fechaarchivo=13 de junio de 2007|deadurl=yes}}</ref>

[[Carl Wilhelm Scheele]] descubrió el oxígeno de forma independiente en [[Upsala]] en 1773, o incluso antes, y [[Joseph Priestley]], en [[Wiltshire]] en 1774, pero el honor suele adjudicársele a Priestley debido a que publicó su trabajo antes. [[Antoine Lavoisier]], cuyas investigaciones ayudaron a desacreditar la entonces popular [[teoría del flogisto]] de [[combustión]] y [[corrosión]], acuñó el nombre «oxígeno» en 1777.<ref name="mellor" >{{cita libro|título=Mellor's Modern Inorganic Chemistry|autor=Parks, G. D.; Mellor, J. W.|edición=6ª|ubicación=Londres|editorial=Longmans, Green and Co|idioma=inglés}}</ref> Este se produce industrialmente mediante la [[destilación fraccionada]] de aire licuado, el uso de [[zeolita]] con [[adsorción por oscilación de presión|ciclos de presión]] para concentrar el oxígeno del aire, la [[electrólisis del agua]] y otros medios. El oxígeno se utiliza en la producción de acero, plásticos y textiles; los propulsores de cohetes; la [[oxigenoterapia]]; y la asistencia para la respiración en aeronaves, submarinos, vuelos espaciales y submarinismo.

== Características ==
=== Estructura ===
[[Archivo:Oxygen discharge tube.jpg|miniatura|izquierda|Tubo de descarga lleno de oxígeno puro.]]
[[Archivo:Paramagnetism of liquid oxygen.jpeg|miniatura|izquierda|Un hilo de oxígeno líquido se desvía por un campo magnético, ilustrando su propiedad paramagnética.]]
En [[condiciones normales de presión y temperatura]], el oxígeno es un [[gas]] incoloro e inodoro con [[fórmula molecular]] O<sub>2</sub>, en el que dos átomos de oxígeno se [[enlace químico|enlazan]] con una [[configuración electrónica]] en [[estado triplete]]. Este enlace tiene un [[orden de enlace]] de dos y se suele simplificar en las descripciones como un [[enlace doble]]<ref>{{cita web|url=http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch8/mo.html#bond|título=Molecular Orbital Theory|editorial=Purdue University|fechaacceso=22 de julio de 2012|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20080510235736/http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch8/mo.html#bond|fechaarchivo=10 de mayo de 2008|deadurl=yes|idioma=inglés}}</ref> o como una combinación de un enlace de dos electrones y dos [[Enlace químico#Enlace de uno y tres electrones|enlaces de tres electrones]].<ref name="pauling">{{cita libro |título=The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals : an introduction to modern structural chemistry |url=https://archive.org/details/natureofchemical0000paul_3ed |autor=Pauling, L. |año=1960 |editorial=Cornell University Press |ubicación=Ithaca, N.Y. |edición=3ª |isbn=0-8014-0333-2|idioma=inglés}}</ref>

El [[oxígeno triplete]] —no debe confundirse con el ozono, O<sub>3</sub>— es el [[estado fundamental (física)|estado fundamental]] de la molécula O<sub>2</sub>,<ref name="BiochemOnline">{{cita web|title = Biochemistry Online|url = http://employees.csbsju.edu/hjakubowski/classes/ch331/bcintro/default.html| chapterurl=http://employees.csbsju.edu/hjakubowski/classes/ch331/oxphos/oldioxygenchem.html |chapter=Chapter 8: Oxidation-Phosphorylation, the Chemistry of Di-Oxygen|first=Henry|last=Jakubowski|accessdate=22 de julio de 2012|publisher=Saint John's University|idioma=inglés}}</ref> que cuenta con dos electrones desparejados que ocupan dos [[Orbital molecular|orbitales moleculares]] [[Degeneración (física)|degenerados]].{{Refn|1=Un orbital es un concepto de [[mecánica cuántica]] que modela un electrón como una [[dualidad onda-partícula]] que tiene una distribución espacial alrededor de un átomo o molécula.|group=nota}} Estos orbitales se clasifican como [[Orbital de antienlace|antienlaces]] —debilitan el orden de enlace de tres a dos—, de manera que el enlace del dioxígeno es más débil que el triple enlace del [[nitrógeno]] diatómico, en el que todos los orbitales de los enlaces moleculares se rellenan, pero algunos [[orbitales de antienlace]] no lo están.<ref name="BiochemOnline"/>

En su forma normal de triplete, las moléculas de O<sub>2</sub> son [[Paramagnetismo|paramagnéticas]]; es decir, que en presencia de un [[campo magnético]] forman un [[imán (física)|imán]], debido al [[momento magnético]] del [[espín]] de los electrones desparejados en la molécula y la [[interacción de canje]] negativa entre moléculas de O<sub>2</sub> contiguas.<ref name="NBB303">{{cita libro|título=Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements|url=https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl|capítulo=Oxygen|autor=Emsley, John|año=2001|ubicación=Oxford, Reino Unido|editorial=Oxford University Press|páginas=[https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl/page/297 297]–304|isbn=0-19-850340-7|idioma=inglés}}</ref> Un imán atrae al oxígeno líquido hasta tal punto que, en demostraciones de laboratorio, un hilo de oxígeno líquido puede sostenerse contra su propio peso entre los polos de un imán potente.<ref>{{cita web|url = http://genchem.chem.wisc.edu/demonstrations/Gen_Chem_Pages/0809bondingpage/liquid_oxygen.htm|title = Demonstration of a bridge of liquid oxygen supported against its own weight between the poles of a powerful magnet|publisher = University of Wisconsin-Madison Chemistry Department Demonstration lab|accessdate = 22 de julio de 2012|archiveurl = https://web.archive.org/web/20071217064218/http://genchem.chem.wisc.edu/demonstrations/Gen_Chem_Pages/0809bondingpage/liquid_oxygen.htm|archivedate = 17 de diciembre de 2007|deadurl = yes|idioma = inglés}}</ref>{{Refn|1=El paramagnetismo del oxígeno puede usarse analíticamente en analizadores de oxígeno gaseoso paramagnético que determinan la puridad del gas.<ref>{{cita web|url = http://www.servomex.com/oxygen_gas_analyser.html|title = Company literature of Oxygen analyzers (triplet)|publisher = Servomex|accessdate = 22 de julio de 2012|idioma = inglés|urlarchivo = https://web.archive.org/web/20080308213517/http://www.servomex.com/oxygen_gas_analyser.html|fechaarchivo = 8 de marzo de 2008}}</ref>|group=nota}}
El [[oxígeno singlete|oxígeno molecular singlete]] es un nombre dado a varias especies de O<sub>2</sub> de mayor energía, en las que todos los espínes de los electrones se emparejan. Es mucho más reactivo con [[Compuesto orgánico|moléculas orgánicas]] habituales que el oxígeno molecular en sí mismo. En la naturaleza, el oxígeno singlete se suele formar con el agua en la fotosíntesis, usando la energía solar.<ref>{{cita publicación|first=Anja|last=Krieger-Liszkay |journal=Journal of Experimental Botanics|year=2005|volume=56|publisher=Oxford Journals|pages=337–46|date=13 de octubre de 2004|title=Singlet oxygen production in photosynthesis|doi=10.1093/jxb/erh237|pmid=15310815|issue=411|idioma=inglés| issn=0022-0957}}</ref> También se produce en la [[troposfera]] a causa de la fotólisis del ozono por la luz de onda corta,<ref name="harrison">{{cita libro|apellidos=Harrison |nombre=Roy M.|año=1990|título=Pollution: Causes, Effects & Control|url=https://archive.org/details/pollutioncausese0000unse |edición=2ª |ubicación=Cambridge|editorial=[[Royal Society of Chemistry]]|isbn=0-85186-283-7|idioma=inglés}}</ref> así como por el sistema inmunitario como una fuente de oxígeno activo.<ref name="immune-ozone">{{cita publicación|journal=Science|title=Evidence for Antibody-Catalyzed Ozone Formation in Bacterial Killing and Inflammation|date=13 de diciembre de 2002|volume=298|pages=2195–219|doi=10.1126/science.1077642|first=Paul ''et al.''|last=Wentworth Jr.|pmid=12434011 |last2=McDunn|first2=JE| last3=Wentworth|first3=AD|last4=Takeuchi|first4=C |last5=Nieva| first5=J|last6=Jones|first6=T|last7=Bautista|first7=C|last8=Ruedi|first8=JM|last9=Gutiérrez|first9=A|issue=5601|bibcode = 2002Sci...298.2195W |idioma=inglés}}</ref> En los organismos fotosintéticos —y posiblemente también en los animales—, los [[carotenoide]]s cumplen un rol fundamental en la absorción de energía del oxígeno singlete y la conversión de este a su estado no excitado antes de que pueda causar daño a los tejidos.<ref>{{cita publicación|title=Singlet oxygen quenching ability of naturally occurring carotenoids|url=https://archive.org/details/sim_lipids_1994-02_29_2/page/149|journal=Lipids|first1=Osamu|last1=Hirayama|last2=Nakamura|first2=Kyoko|last3=Hamada| first3=Syoko|last4=Kobayasi|first4=Yoko|volume=29|issue=2|fecha=1994|doi=10.1007/BF02537155|páginas=149–50|pmid=8152349|s2cid=3965039|idioma=inglés}}</ref>
;Energía de disociación
Energía de disociación de las moléculas diatómicas O-X a 25&nbsp;°C en kJ/mol (en [[laboratorio|condiciones de laboratorio]]):<ref name="HbkChmPhys90ed">{{cita libro
| idioma = en
| autor = David R. Lide
| título = CRC Handbook of Chemistry and Physics
| url = https://archive.org/details/crchandbookofche00boca
| edición = 90
| editorial = CRC Press Inc
| fecha = 2009
| páginas = 2804
| isbn = 978-1-4200-9084-0 
}}</ref>
{{Tabla periódica (valores)| max = 870 | min = 185
| Ac = 794
| Ag = 221
| Al = 501.9
| Am = 553
| Ar = 
| As = 484
| At = 
| Au = 223
| B = 809
| Ba = 562
| Be = 437
| Bh = 
| Bi = 337.2
| Bk = 598
| Br = 237.6
| C = 1076.38
| Ca = 383.3
| Cd = 236
| Ce = 790
| Cf = 498
| Cl = 267.47
| Cm = 732
| Cn = 
| Co = 397.4
| Cr = 461
| Cs = 293
| Cu = 287.4
| Db = 
| Ds = 
| Dy = 615
| Er = 606
| Es = 460
| Eu = 473
| F = 220
| Fe = 407.0
| Fm = 443
| Fr = 
| Ga = 374
| Gd = 715
| Ge = 657.5
| H = 429.91
| He = 
| Hf = 801
| Hg = 269
| Ho = 606
| Hs = 
| I = 233.4
| In = 346
| Ir = 414
| K = 271.5
| Kr = 8
| La = 798
| Li = 340.5
| Lr = 665
| Lu = 669
| Md = 418
| Mg = 358.2
| Mn = 362
| Mo = 502
| Mt = 
| N = 631.62
| Na = 270
| Nb = 726.5
| Nd = 703
| Ne = 
| Ni = 366
| No = 268
| Np = 731
| O = 498.36
| Os = 575
| P = 589
| Pa = 792
| Pb = 382.4
| Pd = 238.1
| Pm = 
| Po = 
| Pr = 740
| Pt = 418.6
| Pu = 656.1
| Ra = 
| Rb = 276
| Re = 627
| Rf = 
| Rg = 
| Rh = 405
| Rn = 
| Ru = 528
| S = 517.90
| Sb = 434
| Sc = 671.4
| Se = 429.7
| Sg = 
| Si = 799.6
| Sm = 573
| Sn = 528
| Sr = 426.3
| Ta = 839
| Tb = 694
| Tc = 548
| Te = 377
| Th = 877
| Ti = 666.5
| Tl = 213
| Tm = 514
| U = 755
| V = 637
| W = 720
| Xe = 36.4
| Y = 714.1
| Yb = 387.7
| Zn = 250
| Zr = 766.1
}}

=== Alótropos ===
[[Archivo:Ozone-1,3-dipole.png|miniatura|derecha|El ozono es un gas poco común en la Tierra y se encuentra en su mayor parte en la [[estratosfera]].|alt=El átomo central está cargado positivamente y los átomos exteriores.]]
{{AP|Alótropos del oxígeno}}
El [[Alotropía|alótropo]] más normal del oxígeno elemental es el llamado [[dioxígeno]] (O<sub>2</sub>), que tiene una longitud de enlace de 121&nbsp;[[Picómetro|pm]] y una energía de enlace de 498&nbsp;[[Kilojulio por mol|kJ•mol<sup>−1</sup>]].<ref>{{cita web|last=Chieh|first=Chung|title=Bond Lengths and Energies|url=http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/bondel.html|publisher=University of Waterloo|accessdate=22 de julio de 2012|idioma=inglés|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20071214215455/http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/bondel.html|fechaarchivo=14 de diciembre de 2007}}</ref> Esta es la forma que usan las formas de vida complejas, como los animales, en su respiración celular (véase [[#Rol biológico|rol biológico]]) y es la forma que tiene una gran importancia en la composición de la atmósfera terrestre (véase [[#Abundancia|Abundancia]]).

El trioxígeno (O<sub>3</sub>) se conoce habitualmente como [[ozono]] y es un alótropo muy reactivo, dañino para el tejido pulmonar.<ref name="GuideElem48">{{cita libro|título=Guide to the Elements|url=https://archive.org/details/guidetoelements00stwe|edición=revisada|nombre=Albert|apellidos=Stwertka|editorial=Oxford University Press|año=1998|isbn=0-19-508083-1|páginas=[https://archive.org/details/guidetoelements00stwe/page/48 48]–49|idioma=inglés}}</ref> El ozono se produce en la [[atmósfera superior]] cuando el O<sub>2</sub> se combina con el oxígeno atómico a causa de la división del O<sub>2</sub> por la [[radiación ultravioleta]].<ref name="mellor" /> Ya que el ozono es un poderoso absorbente en la región ultravioleta del [[espectro electromagnético]], la [[capa de ozono]] de la atmósfera superior funciona como un escudo protector de la radiación que recibe el planeta.<ref name="mellor" /> Cerca de la superficie terrestre, no obstante, es un [[Contaminación del aire|contaminante]] formado como subproducto de las emisiones de automóviles.<ref name="GuideElem48"/> La molécula [[metaestabilidad|metaestable]] del [[tetraoxígeno]] (O<sub>4</sub>) no fue descubierta hasta 2001,<ref name="o4">{{cita publicación|last1=Cacace|first1=Fulvio|last2=de Petris|first2=Giulia|last3=Troiani|first3=Anna |fecha=2001|title=Experimental Detection of Tetraoxygen|publicación=Angewandte Chemie International Edition|volume=40|issue=21|páginas=4062–65|doi = 10.1002/1521-3773(20011105)40:21<4062::AID-ANIE4062>3.0.CO;2-X|pmid=12404493|idioma=inglés}}</ref><ref name="newform">{{cita noticia|first=Phillip|last=Ball|url=http://www.nature.com/news/2001/011122/pf/011122-3_pf.html|title=New form of oxygen found|work = Nature News|date=16 de septiembre de 2001|accessdate=22 de julio de 2012|idioma=inglés}}</ref> y se dio por descontado que existía en una de las seis fases del [[oxígeno sólido]]. En 2006 se demostró que esta fase, creada mediante la presurización del O<sub>2</sub> a 20&nbsp;[[Pascal (unidad)|GPa]], es, de hecho, un [[clúster (química)|clúster]]{{Refn|1=En química inorgánica, el término clúster se utiliza para indicar un compuesto caracterizado por la presencia de uno o más enlaces metálicos.|group=nota}} O<sub>8</sub> de [[sistema trigonal]].<ref>{{cita publicación| title=Observation of an{{fquim|O|8}} molecular lattice in the phase of solid oxygen|journal=Nature|volume=443|issue=7108|pages=201–04|doi=10.1038/nature05174|first1=Lars F. |last1=Lundegaard|pmid=16971946| display-authors=4| last2=Weck|first2=Gunnar|last3=McMahon|first3=Malcolm I.|last4=Desgreniers|first4=Serge|last5=Loubeyre|first5=Paul|date=2006|bibcode = 2006Natur.443..201L|s2cid=4384225|idioma=inglés}}</ref> Este clúster tiene potencial para ser un [[oxidante]] mucho más potente que el O<sub>2</sub> y el O<sub>3</sub> y podría, por tanto, ser usado como [[propulsor de cohetes]].<ref name="o4" /><ref name="newform" /> En 1990 se descubrió una fase metálica cuando el oxígeno sólido se somete a una presión superior a 96 GPa<ref>{{cita publicación|last=Desgreniers |first=S |coauthors=Vohra, Y. K. & Ruoff, A. L.|title=Optical response of very high density solid oxygen to 132 GPa|journal=J. Phys. Chem.|volume=94|pages=1117–22|year=1990|doi=10.1021/j100366a020|issue=3|idioma=inglés}}</ref> y se demostró en 1998 que a temperaturas muy bajas se convierte en [[Superconductividad|superconductor]].<ref>{{cita publicación|last=Shimizu|first=K.|coauthors=Suhara, K., Ikumo, M., Eremets, M. I. & Amaya, K.|title=Superconductivity in oxygen|journal=Nature|volume=393|pages=767–69|year=1998|doi=10.1038/31656|issue=6687|bibcode = 1998Natur.393..767S |idioma=inglés}}</ref>

=== Propiedades físicas ===
[[Archivo:Evolved star fusion shells.svg|miniatura|izquierda|En la fase tardía de la vida de una estrella masiva, el <sup>16</sup>O se concentra en la capa O, el <sup>17</sup>O lo hace en la capa H y el <sup>18</sup>O en la capa He.|alt=Un diagrama de una esfera concéntrica mostrando, desde el núcleo hasta la corteza exterior, estratos de hierro, silicio, oxígeno, neón, carbón, helio e hidrógeno.]]

[[Archivo:Annual mean sea surface oxygen (World Ocean Atlas 2005)-es.png|miniatura|derecha|El agua fría contiene más O<sub>2</sub> disuelto.|alt=El mapamundi señala que el oxígeno de la superficie marina se reduce en torno al ecuador y se incrementa cerca de los polos.]]
{{VT|Oxígeno líquido|oxígeno sólido}}
El oxígeno es más [[solubilidad|soluble]] en agua que el nitrógeno; esta contiene aproximadamente una molécula de O<sub>2</sub> por cada dos moléculas de N<sub>2</sub>,<ref>{{cita web|last=Massol|first=Arturo|title=Manual de Ecología Microbiana - Oxígeno disuelto|url=http://www.uprm.edu/biology/profs/massol/manual/p3-oxigeno.pdf|accessdate=6 de junio de 2016}}</ref> comparado con la proporción en la atmósfera, que viene a ser de 1:4. La solubilidad del oxígeno en el agua depende de la temperatura, disolviéndose alrededor del doble (14,6&nbsp;mg•L<sup>−1</sup>) a 0&nbsp;°C que a 20&nbsp;°C (7,6&nbsp;mg•L<sup>−1</sup>).<ref name="NBB303"/><ref>{{cita web|url=http://www.engineeringtoolbox.com/air-solubility-water-d_639.html|title=Air solubility in water|accessdate=22 de julio de 2012|publisher=The Engineering Toolbox|idioma=inglés}}</ref> A 25&nbsp;°C y 1 atmósfera de presión, el agua dulce contiene alrededor de 6,04&nbsp;[[Litro|mililitros]]&nbsp;(ml) de oxígeno por litro, mientras que el agua marina contiene alrededor de 4,95&nbsp;ml por litro.<ref>{{cita libro|título = The Physiology of Fishes |url = https://archive.org/details/physiologyoffish0000unse_g9g6 |nombre=David Hudson |apellidos=Evans |coautores=Claiborne, James B.|página=[https://archive.org/details/physiologyoffish0000unse_g9g6/page/88 88]|año=2006|editorial=CRC Press|isbn=0-8493-2022-4|idioma=inglés}}</ref> A 5&nbsp;°C la solubilidad se incrementa hasta 9,0&nbsp;ml (un 50 % más que a 25&nbsp;°C) por litro en el agua y 7,2&nbsp;ml (45 % más) en el agua de mar.

El oxígeno se condensa a 90,20&nbsp;[[kelvin|K]] (−182,95&nbsp;°C, −297,31&nbsp;°F) y se congela a 54,36&nbsp;K (−218,79&nbsp;°C, −361,82&nbsp;°F).<ref>{{cita libro|nombre=David R.|apellidos=Lide |título=CRC Handbook of Chemistry and Physics|edición=84ª |editorial=CRC Press |ubicación=Boca Raton, Florida|año=2003|capítulo=Section 4, Properties of the Elements and Inorganic Compounds; Melting, boiling, and critical temperatures of the elements|isbn=0-8493-0595-0|idioma=inglés}}</ref> Tanto el O<sub>2</sub> [[oxígeno líquido|líquido]] como el [[oxígeno sólido|sólido]] son sustancias con un suave color [[Radiación difusa del cielo|azul cielo]] causado por la [[Absorción (radiación electromagnética)|absorción]] en el rojo, en contraste con el color azul del cielo, que se debe a la [[dispersión de Rayleigh]] de la luz azul. El O<sub>2</sub> líquido de gran pureza se suele obtener a través de la [[destilación fraccionada]] de aire licuado.<ref>{{cita web|url = http://www.uigi.com/cryodist.html|título = Overview of Cryogenic Air Separation and Liquefier Systems|editorial = Universal Industrial Gases, Inc.|fechaacceso = 22 de julio de 2012|idioma=inglés}}</ref> El oxígeno líquido también puede producirse por condensación del aire, usando nitrógeno líquido como refrigerante. Es una sustancia altamente reactiva y debe separarse de materiales inflamables.<ref>{{cita web|url=https://www.mathesontrigas.com/pdfs/msds/00225011.pdf|format=PDF|title=Liquid Oxygen Material Safety Data Sheet|publisher=Matheson Tri Gas|accessdate=22 de julio de 2012|idioma=inglés|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20080227014309/https://www.mathesontrigas.com/pdfs/msds/00225011.pdf|fechaarchivo=27 de febrero de 2008}}</ref>

=== Isótopos y origen estelar ===
{{AP|Isótopos del oxígeno}}
El oxígeno que se encuentra en la naturaleza se compone de tres isótopos estables: [[oxígeno-16|<sup>16</sup>O]], [[oxígeno-17|<sup>17</sup>O]] y [[oxígeno-18|<sup>18</sup>O]], de los que el <sup>16</sup>O es el más abundante (99,762 % de [[abundancia natural]]).<ref name="EnvChem-Iso">{{cita web|url=http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/O-pg2.html|title=Oxygen Nuclides / Isotopes|publisher=EnvironmentalChemistry.com|accessdate=22 de julio de 2012|idioma=inglés|fechaarchivo=18 de agosto de 2020|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20200818214039/https://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/O-pg2.html|deadurl=yes}}</ref>

La mayor parte del <sup>16</sup>O se [[Nucleosíntesis|sintetiza]] al final del [[Proceso triple alfa|proceso de combustión del helio]] en una [[estrella]] masiva, pero otra parte se produce en el [[proceso de combustión del neón]].<ref name="Meyer2005">{{cita conferencia|apellido=B. S.|nombre=Meyer|título=Nucleosynthesis and Galactic Chemical Evolution of the Isotopes of Oxygen|conference=Workgroup on Oxygen in the Earliest Solar System|fecha=19–21 de setiembre de 2005|ubicación=Gatlinburg, Tennessee|url=http://www.lpi.usra.edu/meetings/ess2005/pdf/9022.pdf|fechaacceso=22 de enero de 2007|obra=Proceedings of the NASA Cosmochemistry Program and the Lunar and Planetary Institute|conference-url=http://www.lpi.usra.edu/meetings/ess2005/|id=9022|fechaarchivo=29 de diciembre de 2010|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20101229194925/http://www.lpi.usra.edu/meetings/ess2005/pdf/9022.pdf|formato=pdf|idioma=inglés}}</ref> El <sup>17</sup>O surge fundamentalmente por la combustión del hidrógeno en helio durante el [[ciclo CNO]], convirtiéndolo en un isótopo común en las zonas de combustión de hidrógeno en las estrellas.<ref name="Meyer2005"/> Por su parte, la mayoría del <sup>18</sup>O se produce cuando el [[Nitrógeno-14|<sup>14</sup>N]] —que abunda debido a la combustión CNO— captura un núcleo de [[Helio-4|<sup>4</sup>He]], lo que origina una gran abundancia de <sup>18</sup>O en las zonas ricas en helio de las [[Evolución estelar#Estrellas de masa elevada ( 9 MSol < M < 30 MSol )|estrellas masivas]].<ref name="Meyer2005"/>

Se han caracterizado catorce [[radioisótopo]]s, de los que los más estables son el <sup>15</sup>O con un [[periodo de semidesintegración]] de 70,606&nbsp;segundos.<ref name="EnvChem-Iso"/> Todos los restantes isótopos [[Radiactividad|radiactivos]] tienen periodos de semidesintegración inferiores a 27&nbsp;segundos y la mayor parte de estos, inferiores a 83&nbsp;milisegundos.<ref name="EnvChem-Iso"/> La forma de descomposición de los isótopos más ligeros que el <sup>16</sup>O es la [[emisión de positrones|descomposición β<sup>+</sup>]]<ref name="NUDAT-13O">{{cita web|url=http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/decaysearchdirect.jsp?nuc=13O&unc=nds|título=NUDAT 13O|fechaacceso=22 de julio de 2012|fechaarchivo=4 de octubre de 2018|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20181004041430/http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/decaysearchdirect.jsp?nuc=13O&unc=nds|deadurl=yes}}</ref><ref name="NUDAT-14O">{{cita web|url=http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/decaysearchdirect.jsp?nuc=14O&unc=nds|título=NUDAT 14O|fechaacceso=22 de julio de 2012|fechaarchivo=7 de junio de 2022|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20220607045357/http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/decaysearchdirect.jsp?nuc=14O|deadurl=yes}}</ref><ref name="NUDAT-15O">{{cita web|url=http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/decaysearchdirect.jsp?nuc=15O&unc=nds|título=NUDAT 15O|fechaacceso=22 de julio de 2012|fechaarchivo=7 de junio de 2022|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20220607045434/http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/decaysearchdirect.jsp?nuc=15O|deadurl=yes}}</ref> para producir nitrógeno y, para los más pesados que el <sup>18</sup>O, la [[desintegración beta]] para formar [[flúor]].<ref name="EnvChem-Iso"/>

=== Abundancia ===
[[Archivo:Cat's Eye Nebula - GPN-2000-000955.jpg|miniaturadeimagen|izquierda|La [[nebulosa Ojo de Gato]] tiene regiones ricas en oxígeno [[ion|ionizado]], mostrado de color verde en la imagen.]]
{{VT|Silicato|Metalicidad|Cosmoquímica|Astroquímica}}
El oxígeno es el [[elemento químico]] más abundante, por [[masa]], en la [[biosfera]], el aire, el mar y el suelo terrestres. Es, asimismo, el tercero más abundante en el universo, tras el hidrógeno y el helio.<ref name="NBB297"/> Alrededor del 0,9 % de la masa del [[Sol]] es oxígeno,<ref name="ECE500"/> que constituye también el 49,2 % de la masa de la [[corteza terrestre]]<ref name="lanl"/> y es el principal componente de los océanos de la Tierra (88,8 % de su masa total).<ref name="ECE500"/> El oxígeno gaseoso es el segundo componente más abundante en la [[atmósfera terrestre]], ya que supone un 20,8 % de su volumen y el 23,1 % de su masa (unas 10<sup>15</sup> toneladas).<ref name="ECE500"/><ref name="NBB298">{{cita libro|título=Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements|url=https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl|capítulo=Oxygen|autor=Emsley, John|año=2001|ubicación=Oxford, Reino Unido|editorial=Oxford University Press|páginas=[https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl/page/298 298]|isbn=0-19-850340-7|idioma=inglés}}</ref>{{Refn|1=Las cifras ofrecidas son para valores de hasta 80{{esd}}km sobre la superficie.|group=nota}} La Tierra es una excepción entre los planetas del [[sistema solar]] por la alta concentración de oxígeno gaseoso en su atmósfera; por ejemplo, [[Marte (planeta)|Marte]] (con un 0,1 % de O<sub>2</sub> del total de su volumen) y [[Venus (planeta)|Venus]] tienen concentraciones mucho menores. Sin embargo, el O<sub>2</sub> que rodea a estos planetas proviene exclusivamente de la reacción que sufren moléculas que contienen oxígeno, como el dióxido de carbono, por efecto de la radiación ultravioleta.

La inusualmente alta concentración de oxígeno gaseoso en la Tierra es el resultado del [[ciclo del oxígeno|ciclo de circulación]]. Este [[ciclo biogeoquímico]] describe el movimiento del oxígeno en el interior de sus tres principales reservas en el planeta: la atmósfera, la [[biosfera]] y la [[litosfera]]. El factor de conducción más importante en este ciclo es la [[fotosíntesis]], responsable de la atmósfera moderna de la Tierra, que libera oxígeno en la atmósfera, mientras que los procesos de [[respiración celular|respiración]] y [[descomposición]] lo eliminan. En el equilibrio actual, la producción y el consumo tienen lugar con un ratio aproximado de 1/2000 de la totalidad del oxígeno atmosférico por año.

{{clear}}
<center>
{| class="sortable" style="width: 400px; padding: 4px; border: 1px solid black; background-color: lightyellow"
|+Los diez elementos más comunes en la [[Vía Láctea]] estimados estereoscópicamente<ref name="croswell">{{cita libro| apellidos = Croswell | nombre = Ken | título = Alchemy of the Heavens | editorial = Anchor | mes= febrero| año= 1996 | url = http://kencroswell.com/alchemy.html| isbn = 0-385-47214-5|idioma=inglés}}</ref>
|-
! width=1% | [[número atómico|Z]] !! width=1% style="padding-right: 18px; padding-left: 5px" | Elemento !! width=1% | Fracción másica en partes por millón
|-
| align=right style="padding-right: 6px; font-family: Courier, Courier New" | 1 || [[Hidrógeno]] || align=right style="padding-right: 4px" | 739&nbsp;000
|-
| align=right style="padding-right: 6px; font-family: Courier, Courier New" | 2 || [[Helio]] || align=right style="padding-right: 4px" | 240&nbsp;000
|-
| align=right style="padding-right: 6px; font-family: Courier, Courier New" | 8 || Oxígeno || align=right style="padding-right: 4px" | 10&nbsp;400
|-
| align=right style="padding-right: 6px; font-family: Courier, Courier New" | 6 || [[Carbono]] || align=right style="padding-right: 4px" | 4600
|-
| align=right style="padding-right: 6px; font-family: Courier, Courier New" | 10 || [[Neón]] || align=right style="padding-right: 4px" | 1340
|-
| align=right style="padding-right: 6px; font-family: Courier, Courier New" | 26 || [[Hierro]] || align=right style="padding-right: 4px" | 1090
|-
| align=right style="padding-right: 6px; font-family: Courier, Courier New" | 7 || [[Nitrógeno]] || align=right style="padding-right: 4px" | 960
|-
| align=right style="padding-right: 6px; font-family: Courier, Courier New" | 14 || [[Silicio]] || align=right style="padding-right: 4px" | 650
|-
| align=right style="padding-right: 6px; font-family: Courier, Courier New" | 12 || [[Magnesio]] || align=right style="padding-right: 4px" | 580
|-
| align=right style="padding-right: 6px; font-family: Courier, Courier New" | 16 || [[Azufre]] || align=right style="padding-right: 4px" | 440
|}
</center>

El oxígeno no combinado también se halla en soluciones en las masas de agua del planeta. La mayor solubilidad del O<sub>2</sub> a baja temperatura (véase [[#Propiedades físicas|Propiedades físicas]]) tiene implicaciones importantes para la vida marina, ya que los océanos polares sostienen una densidad de vida mucho mayor debido a su superior contenido de oxígeno.{{Refn|1=De ''The Chemistry and Fertility of Sea Waters'', de H.W. Harvey, 1955, citando a C.J.J. Fox, ''On the coefficients of absorption of atmospheric gases in sea water'', Publ. Circ. Cons. Explor. Mer, no. 41, 1907. Sin embargo, Harvey sostiene que, de acuerdo a artículos posteriores en ''Nature'', los valores parecen estar sobrestimados en un 3 %.|group=nota}} La cantidad de O<sub>2</sub> en el agua puede haberse visto reducida por la [[contaminación hídrica]], debido a la acción de la descomposición de las algas y otros biomateriales por un proceso llamado [[eutrofización]]. Los científicos evalúan este aspecto de la [[calidad del agua]] a través de la medición de su [[demanda biológica de oxígeno]], o cantidad de O<sub>2</sub> necesaria para restaurarla a una concentración normal.<ref name="NBB301">{{cita libro|título=Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements|url=https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl|capítulo=Oxygen|autor=Emsley, John|año=2001|ubicación=Oxford, Reino Unido|editorial=Oxford University Press|páginas=[https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl/page/301 301]|isbn=0-19-850340-7|idioma=inglés}}</ref>

== Rol biológico ==
=== Fotosíntesis y respiración ===
[[Archivo:Simple photosynthesis overview-es.svg|miniatura|izquierda|La fotosíntesis divide el agua para liberar O<sub>2</sub> y une el CO<sub>2</sub> al azúcar.]]

El oxígeno es liberado por las bacterias fotosintéticas, las algas y las [[Plantae|planta]]s mediante la [[fotosíntesis]]. En el proceso inverso los organismos aerobios, mediante la [[respiración]], usan el oxígeno para convertir los nutrientes en energía ([[Adenosín trifosfato|ATP]]). La disminución de oxígeno provoca [[hipoxemia]] y su falta total, [[anoxia]], lo que puede provocar la muerte del organismo.

En la naturaleza el oxígeno no combinado se produce por la [[Fotólisis|fotodescomposición]] del agua durante la [[fotosíntesis]]. Según algunas estimaciones, las [[Alga verde|algas verdes]] y las [[cianobacteria]]s de ambientes marinos proporcionan alrededor del 70 % del producido en la Tierra, y las plantas terrestres, el resto.<ref>{{cita libro|url=http://books.google.com/?id=g6RfkqCUQyQC&pg=PA147|title=Plants: the potentials for extracting protein, medicines, and other useful chemicals (workshop proceedings)|year=1983|month=septiembre|chapter=Marine Plants: A Unique and Unexplored Resource|last=Fenical|first=William|page=147|isbn=1-4289-2397-7|publisher=DIANE Publishing|idioma=inglés}}</ref> Unos investigadores estiman que la contribución oceánica al oxígeno atmosférico es aún mayor, mientras que otros la sitúan por debajo, en torno a un 45 % del oxígeno atmosférico total del planeta cada año.<ref>{{cita libro|last=Walker|first=J. C. G.|year=1980|title=The oxygen cycle in the natural environment and the biogeochemical cycles|publisher=Springer-Verlag|location=Berlin|idioma=inglés}}</ref>

Una fórmula global simplificada de la fotosíntesis es:<ref>{{cita libro|last=Brown|first=Theodore L. |coauthors=LeMay, Burslen|title=Chemistry: The Central Science|url=https://archive.org/details/studentlectureno00theo|isbn=0-13-048450-4|page=958|year=2003|publisher=Prentice Hall/Pearson Education|idioma=inglés}}</ref>

<center>6 CO<sub>2</sub> + 6 H<sub>2</sub>O + [[foton]]es → C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub> + 6 O<sub>2</sub></center> 
<center>[[dióxido de carbono]] + agua + luz solar → [[glucosa]] + dioxígeno</center>

La [[Evolución del oxígeno|evolución]] fotolítica del oxígeno tiene lugar en las membranas [[tilacoide]]s de los organismos fotosintéticos y requiere la energía de cuatro fotones.{{Refn|1=Las membranas tilacoides son parte del [[cloroplasto]] en las algas y plantas, mientras que son una mera estructura membranosa más de las muchas que tienen las [[cianobacteria]]s. De hecho, se cree que los cloroplastos han evolucionado desde las cianobacterias que una vez fueron compañeros simbióticos de los predecesores de las plantas y algas.|group=nota}} Están implicados muchos procesos, pero el resultado es la formación de un gradiente de un [[protón]] a través de la membrana tilacoide, que se usa para sintetizar [[adenosín trifosfato]] (ATP) por la [[fotofosforilación]].<ref name="Raven">{{cita libro|título=Biology of Plants|autor=Raven, Peter H.; Ray F. Evert, Susan E. Eichhorn|año=2005|ubicación=Nueva York|edición=7ª|editorial=W.H. Freeman and Company Publishers|página=115-27|isbn=0-7167-1007-2|idioma=inglés}}</ref> El O<sub>2</sub> restante tras la oxidación de la molécula de agua se libera a la atmósfera.{{Refn|1=La oxidación del agua se cataliza por un complejo de [[enzima]]s que contiene [[manganeso]], conocido como complejo enzimático capaz de lisar agua, que se encuentra asociado con el lumen de los [[Tilacoide|discos tilacoides]]. El manganeso es un [[cofactor]] importante y el [[calcio]] y el [[cloro]] son también necesarios para que la reacción pueda suceder.<ref name="Raven" />|group=nota}}

El dioxígeno molecular es esencial para la respiración celular en todos los [[Organismo aerobio|organismos aerobios]], ya que las [[mitocondria]]s lo usan para ayudar a generar adenosín trifosfato durante la [[fosforilación oxidativa]]. La reacción para la respiración aerobia es básicamente lo contrario que la fotosíntesis y se simplifica de la siguiente forma:

<center>C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub> + 6 O<sub>2</sub> → 6 CO<sub>2</sub> + 6 H<sub>2</sub>O + 2880 kJ•mol<sup>−1</sup></center>

En los [[vertebrado]]s el O<sub>2</sub> [[Difusión (física)|se difunde]] por membranas pulmonares hacia los [[Eritrocito|glóbulos rojos]]. La [[hemoglobina]] envuelve el O<sub>2</sub> y hace que cambie su color de un rojo azulado a un rojo brillante<ref name="GuideElem48"/> (el CO<sub>2</sub> se libera desde otra parte de la hemoglobina mediante el [[efecto Bohr]]). Otros animales usan la [[hemocianina]] ([[molusco]]s y algunos [[artrópodo]]s) o la [[hemeritrina]] ([[araña]]s y [[Nephropidae|langostas]]).<ref name="NBB298"/> Un litro de sangre puede disolver 200&nbsp;cm³ de O<sub>2</sub>.<ref name="NBB298"/>

Las [[Especie reactiva de oxígeno|especies reactivas de oxígeno]], como el ion [[superóxido]] (O<sub>2</sub><sup>-</sup>) y el [[peróxido de hidrógeno]], son peligrosos subproductos del uso de oxígeno en los organismos.<ref name="NBB298"/> Algunas partes del [[sistema inmunitario]] de organismos más avanzados, sin embargo, crean peróxido, superóxido y oxígeno singlete para destruir microbios invasores. Las especies reactivas de oxígeno también tienen un rol importante en la [[respuesta hipersensible]] de las plantas contra ataques patógenos.<ref name="Raven"/>

Un adulto humano en reposo respira de 1,8 a 2,4&nbsp;gramos de oxígeno por minuto.{{Refn|1=En humanos, el volumen normal es de 6 a 8 litros por minuto.<ref>{{cita web|url=http://www.patentstorm.us/patents/6224560-description.html|título=Flow restrictor for measuring respiratory parameters|fecha=1 de mayo de 2001|fechaacceso=12 de julio de 2012|obra=Patentstorm|idioma=inglés|urlarchivo=https://archive.today/20120914001112/http://www.patentstorm.us/patents/6224560-description.html|fechaarchivo=14 de septiembre de 2012}}</ref>|group=nota}} Sumada la cantidad inhalada por todas las personas del planeta, hace un total de 6000 millones de toneladas de oxígeno por año.{{Refn|1=(1,8 gramos/min/persona)×(60 min/h)×(24 h/día)×(365 días/año)×(6600 millones de personas)/1 000 000 g/t=6240 millones de toneladas.|group=nota}}

=== Contenido en el cuerpo ===
{{anclar|Presión parcial}}
{|class="wikitable right"
|+[[Presión parcial|Presiones parciales]] del oxígeno en el cuerpo humano (PO<sub>2</sub>)
|-
! Unidad !! Presión alveolar de<br />los gases pulmonares !! [[Gasometría arterial|Oxígeno de la sangre arterial]] !! Gas sanguíneo [[vena|venoso]]
|-
| [[kPa]]{{Refn|1=Derivado de los valores mmHg usando 0,133322{{esd}}kPa/mmHg.|name=mmHg|group=nota}} || 14,2 || 11-13 || 4,0-5,3
|-
| [[mmHg]]<ref name=medlineplus>[http://www.nlm.nih.gov/medlineplus/ency/article/003855.htm Blood gases] en MedlinePlus Medical Encyclopedia.</ref><ref name=brookside>[http://www.brooksidepress.org/Products/OperationalMedicine/DATA/operationalmed/Lab/ABG_ArterialBloodGas.htm La División Médica Educativa de Brookside Associates--> ABG (Arterial Blood Gas)] Recuperado el 6 de diciembre de 2009</ref>|| 107 || 75-100 || 30-40 
|-
|}
El contenido de oxígeno en el cuerpo de un ser vivo es normalmente mayor en el [[sistema respiratorio]] y disminuye a lo largo de cualquier [[Arteria|sistema arterial]], los tejidos periféricos y el [[vena|sistema venoso]], respectivamente. El contenido de oxígeno en este sentido se suele dar como la [[presión parcial]], que es la presión que tendría el oxígeno si ocupase por sí solo el volumen de las venas.<ref>{{cita libro|autor=Charles Henrickson|título=Chemistry|edición=|editorial=Cliffs Notes|año=2005|isbn=0-7645-7419-1|idioma=inglés|url=https://archive.org/details/chemistry00henr}}</ref>

=== Acumulación en la atmósfera ===
[[Archivo:Oxygenation-atm-es.svg|miniatura|izquierda|300px|Acumulación del O<sub>2</sub> en la atmósfera terrestre: 1){{esd}}Sin producción de O<sub>2</sub>; 2){{esd}}O<sub>2</sub> producido, pero absorbido en océanos y rocas del fondo marino; 3){{esd}}El O<sub>2</sub> comienza a salir de los océanos, pero es absorbido por la superficie terrestre y debido a la formación de la capa de ozono; 4–5){{esd}}El O<sub>2</sub> desciende y el gas se acumula.]]
El oxígeno gaseoso no combinado era casi inexistente en la [[atmósfera terrestre]] antes de la evolución de las [[bacteria]]s y [[archaea|arqueobacterias]] fotosintéticas. Apareció por primera vez en cantidades significativas durante el [[Paleoproterozoico]] (hace alrededor de 2500 y 1600 millones de años). En un principio, el oxígeno se combinó con [[Hierro]] disuelto en los océanos para crear [[Formación de hierro bandeado|formaciones de hierro bandeado]]. Los océanos comenzaron a exhalar oxígeno no combinado hace 2700 millones de años, y se alcanzó el 10 % de su nivel actual hace unos 1700 millones de años.<ref name="Campbell">{{cita libro|apellidos = Campbell|nombre = Neil A.|coautores = Reece, Jane B.|título = Biology, 7ª Edición|editorial = Pearson&nbsp;– Benjamin Cummings |año=2005|ubicación = San Francisco|páginas = 522–23|isbn = 0-8053-7171-0|idioma=inglés}}</ref>

La presencia de grandes cantidades de oxígeno no combinado disuelto en los océanos y la atmósfera pudo haber conducido a la [[extinción]] de la mayoría de los [[Organismo anaerobio|organismos anaerobios]] que vivían entonces, durante la [[Gran Oxidación]] (''catástrofe del oxígeno'') hace unos 2400 millones de años. Sin embargo, el uso de O<sub>2</sub> en la [[respiración celular]] permite producir a los [[Organismo aerobio|organismos aerobios]] mucho más ATP que los anaerobios, lo que ayuda a los primeros a dominar la [[biosfera]] de la Tierra.<ref name="Freeman">{{cita libro|apellidos = Freeman|nombre = Scott|título = Biological Science, 2nd|editorial = Pearson&nbsp;– Prentice Hall|año = 2005|ubicación = Upper Saddle River, NJ|páginas = [https://archive.org/details/biologicalscienc00scot/page/214 214, 586]|isbn = 0-13-140941-7|idioma = inglés|url = https://archive.org/details/biologicalscienc00scot/page/214}}</ref> La fotosíntesis y la respiración celular del O<sub>2</sub> permitieron la evolución de las [[célula eucariota|células eucariotas]] y, finalmente, la aparición de organismos multicelulares complejos como plantas y animales.

Desde el comienzo del periodo [[Cámbrico]] hace 540 millones de años, los niveles de O<sub>2</sub> han fluctuado entre el 15 % y el 30 % por volumen.<ref name="geologic">{{cita publicación|url=http://www.pnas.org/cgi/content/full/96/20/10955 |title=Atmospheric oxygen over Phanerozoic time |first=Robert A. |last=Berner |issue=20 |pages=10955–57 |year=1999|journal=Proceedings of the National Academy of Sciences of the USA |pmid=10500106 |doi=10.1073/pnas.96.20.10955 |volume=96 |pmc=34224 |bibcode=1999PNAS...9610955B|idioma=inglés}}</ref> Hacia finales del [[Carbonífero]] (hace unos 300 millones de años) el nivel de O<sub>2</sub> en la atmósfera alcanzó un volumen máximo del 35 %,<ref name="geologic" /> que pudo haber contribuido al gran tamaño de los insectos y anfibios de aquella época.<ref name=Butterfield2009>{{cita libro|capítulo=Oxygen, animals and oceanic ventilation: an alternative view|título=Geobiology 7|autor=Butterfield, N. J.|año=2009|idioma=inglés|ISSN=1472-4677|doi=10.1111/j.1472-4669.2009.00188.x|pmid=19200141}}</ref> La actividad humana, aun si se considera la combustión de 7000 millones de toneladas de [[combustible fósil]] cada año, ha tenido un impacto muy pequeño en la cantidad de oxígeno combinado en la atmósfera.<ref name="NBB303"/> Con los niveles actuales de fotosíntesis, llevaría unos 2000 años regenerar la cantidad total de O<sub>2</sub> en la atmósfera actual.<ref>{{cita publicación|title=The Natural History of Oxygen|first=Malcolm|last=Dole|url=http://www.jgp.org/cgi/reprint/49/1/5.pdf|format=PDF|accessdate=22 de julio de 2012|journal=The Journal of General Physiology|volume=49|pages=5–27|year=1965|doi=10.1085/jgp.49.1.5|pmid=5859927|issue=1|pmc=2195461|idioma=inglés|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20080227014308/http://www.jgp.org/cgi/reprint/49/1/5.pdf|fechaarchivo=27 de febrero de 2008}}</ref>

== Historia ==
=== Primeros experimentos ===
[[Archivo:Philos experiment of the burning candle.PNG|miniatura|derecha|El experimento de [[Filón de Bizancio|Filón]] inspiró a [[Investigación|investigadores]] posteriores.]]
Uno de los primeros experimentos conocidos sobre la relación entre la combustión y el aire lo desarrolló el escritor sobre mecánica de la [[Antigua Grecia]] [[Filón de Bizancio]], en el [[S. II a.&nbsp;C.]] En su obra ''Pneumática'', Filón observó que al invertir un recipiente sobre una vela prendida y rodear el cuello de este con agua, una parte del líquido subía por el cuello.<ref>{{cita libro|título = Story of Human Error|nombre = Joseph |apellidos = Jastrow|url=http://books.google.com/?id=tRUO45YfCHwC&pg=PA171&lpg=PA171|página= 171 |año = 1936|editorial = Ayer Publishing|isbn = 0-8369-0568-7|idioma=inglés}}</ref> Supuso, de forma incorrecta, que algunas partes del aire en el recipiente se convertían en [[elementos de la antigüedad|elemento clásico del fuego]] y, entonces, era capaz de escapar a través de poros en el cristal. Muchos siglos después, [[Leonardo da Vinci]] observó que una porción del aire se consume durante la combustión y la [[respiración]].<ref name="ECE499">{{cita libro |capítulo="Oxygen"|autor=Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M.|fecha=1968|título=The Encyclopedia of the Chemical Elements|editorial=Reinhold Book Corporation|páginas=499|idioma=inglés|ubicación=Nueva York|id={{LCCN|68-29938}}}}</ref>

A finales del {{siglo|XVII||s}}, [[Robert Boyle]] probó que el aire es necesario para la combustión. El químico inglés [[John Mayow]] perfeccionó su trabajo mostrando que solo requería de una parte del aire, que llamó ''spiritus nitroaereus'' o simplemente ''nitroaereus''.<ref name="EB1911">{{cita libro|título=Encyclopaedia Britannica|capítulo=John Mayow|edición=11ª|año=1911|url=http://www.1911encyclopedia.org/John_Mayow|fechaacceso=22 de julio de 2012|autor=contribuidores de la ''Britannica''|idioma=inglés|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20080205101427/http://www.1911encyclopedia.org/John_Mayow|fechaarchivo=5 de febrero de 2008}}</ref> En un experimento descubrió que al colocar tanto un ratón como una vela encendida en un contenedor cerrado sobre agua, hacía que esta subiera y reemplazara un catorceavo del volumen del aire antes de que se apagara la vela o muriera el ratón.<ref name="WoC">{{cita libro|título=World of Chemistry|capítulo=John Mayow|año=2005|editorial=Thomson Gale|url=http://www.bookrags.com/John_Mayow|fechaacceso=22 de julio de 2012|autor=''World of Chemistry'' contributors|isbn=0-669-32727-1|idioma=inglés}}</ref> Debido a esto supuso que el ''nitroaereus'' se consume tanto por la respiración como por la combustión.

Mayow observó que el [[antimonio]] incrementaba su peso al calentarse e infirió que el ''nitroaereus'' debía haberse combinado con él.<ref name="EB1911"/> Pensó también que los pulmones separaban el ''nitroaereus'' del aire y lo pasaban a la sangre y que el calor animal y el movimiento muscular eran producto de la reacción del ''nitroaereus'' con ciertas sustancias en el cuerpo.<ref name="EB1911"/> Publicó informes sobre estos experimentos y otras ideas en 1668, en su obra ''Tractatus duo'', en el tratado «De respiratione».<ref name="WoC"/>

=== Teoría del flogisto ===
{{AP|Teoría del flogisto}}
[[Archivo:Georg Ernst Stahl.png|miniatura|izquierda|[[Georg Stahl]] ayudó a desarrollar y popularizar la teoría del flogisto.]]
[[Robert Hooke]], [[Ole Borch]], [[Mijaíl Lomonósov]] y [[Pierre Bayen]] produjeron oxígeno durante experimentos entre los siglos {{siglo|XVII}} y {{siglo|XVIII}}, pero ninguno de ellos lo reconoció como un elemento.<ref name="NBB299">{{cita libro|título=Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements|url=https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl|capítulo=Oxygen|autor=Emsley, John|año=2001|ubicación=Oxford, Reino Unido|editorial=Oxford University Press|páginas=[https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl/page/299 299]|isbn=0-19-850340-7|idioma=inglés}}</ref> Esto pudo deberse en parte a la prevalencia de la filosofía de la [[combustión]] y la [[corrosión]], denominada [[teoría del flogisto]], que por aquel entonces era la explicación predilecta para esos procesos.

Esta teoría, establecida en 1667 por el químico alemán [[Johann Joachim Becher]] y modificada por el también químico [[Georg Stahl]] en 1731,<ref name="morris">{{cita libro| título = The last sorcerers: The path from alchemy to the periodic table
| apellidos = Morris| nombre = Richard| año = 2003|editorial = Joseph Henry Press|ubicación = Washington, D.C.|isbn = 0-309-08905-0|idioma=inglés}}</ref> postulaba que todos los materiales combustibles constaban de dos partes; una, llamada flogisto, que era emitida al quemar la sustancia en cuestión, y otra, denominada desflogisticada, que se tenía por su verdadera forma o ''[[calx]]'' (ceniza; [[creta (roca)|creta]] en [[latín]]).<ref name="ECE499"/>

Los materiales altamente combustibles que dejan poco [[residuo (química)|residuo]], como la madera o el carbón, se creían hechos en su mayor parte por flogisto, mientras las sustancias no combustibles que se corroen, como el hierro, contienen muy poco. El aire no tenía ningún papel en la teoría del flogisto ni se realizaron experimentos cuantivativos para poner a prueba la idea; por el contrario, se basaba en observaciones de lo que sucedía cuando algo se quemaba: los objetos más comunes parecían volverse más ligeros y perder algo en el proceso.<ref name="ECE499"/> El hecho de que una sustancia como la madera realmente ''ganara'' peso en su conjunto durante el quemado se ocultaba por la flotabilidad de los productos gaseosos de la combustión. Una de las primeras pistas sobre la falsedad de la teoría del flogisto fue que los metales también ganaban peso en la oxidación (cuando supuestamente perdían flogisto).

=== Descubrimiento ===
[[Archivo:Carl Wilhelm Scheele from Familj-Journalen1874.png|miniatura|derecha|[[Carl Wilhelm Scheele]] se adelantó a Priestley en el descubrimiento, pero publicó su trabajo con posterioridad.]]
[[Archivo:PriestleyFuseli.jpg|miniatura|derecha|El descubrimiento se le suele adjudicar a [[Joseph Priestley]].]]
El oxígeno fue descubierto por el farmacéutico [[Suecia|sueco]] [[Carl Wilhelm Scheele]], que produjo oxígeno gaseoso al calentar óxido de mercurio y varios [[nitrato]]s alrededor de 1772.<ref name="ECE500"/><ref name="ECE499"/> Scheele llamó al gas «aire del fuego», porque era el único apoyo conocido para la combustión, y escribió un informe de su descubrimiento en un manuscrito que tituló «Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer» («Tratado químico del aire y del fuego») y envió a su editor en 1775, si bien no se publicó hasta 1777.<ref name="NBB300">{{cita libro|título=Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements|url=https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl|capítulo=Oxygen|autor=Emsley, John|año=2001|ubicación=Oxford, Reino Unido|editorial=Oxford University Press|páginas=[https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl/page/300 300]|isbn=0-19-850340-7|idioma=inglés}}</ref>

Entretanto, el 1 de agosto de 1774, el clérigo [[Reino de Gran Bretaña|británico]] [[Joseph Priestley]] condujo un experimento en el que enfocó la luz solar sobre [[óxido de mercurio (II)]] (HgO) en el interior de un tubo de cristal, lo que liberó un gas que él llamó «aire desflogisticado».<ref name="ECE500"/> Notó que las velas prendían más vivamente en el gas y que el ratón estaba más activo y vivía más tiempo mientras lo respiraba. Tras inhalar él mismo el gas, escribió: «La sensación del gas en mis pulmones no era perceptiblemente diferente al del aire normal, pero sentí mi pecho particularmente ligero y desahogado durante un rato después».<ref name="NBB299"/> Priestley publicó sus hallazgos en 1775 en un artículo titulado «An Account of Further Discoveries in Air» («Informe de más descubrimientos en el aire»), que incluyó en el segundo volumen de su libro titulado ''[[Experiments and Observations on Different Kinds of Air]]''.<ref name="ECE499"/><ref>{{cita publicación|title = An Account of Further Discoveries in Air|first = Joseph|last = Priestley|journal = Philosophical Transactions|year = 1775|volume = 65|pages = 384–94|doi = 10.1098/rstl.1775.0039|idioma=inglés}}</ref> Debido a que publicó sus hallazgos primero, Priestley suele ser considerado el autor del descubrimiento.

El renombrado químico francés [[Antoine Lavoisier]] reclamó posteriormente haber descubierto la sustancia de forma independiente. No obstante, Priestley visitó a Lavoisier en octubre de 1774 y le habló sobre su experimento y cómo había liberado el nuevo gas. Scheele también escribió una carta a Lavoisier, el 30 de septiembre de ese mismo año, en la que describía su propio descubrimiento de la sustancia antes desconocida, pero el francés nunca accedió a recibirla. Después de la muerte de Scheele se encontró una copia de la carta entre sus pertenencias.<ref name="NBB300"/>

=== Contribución de Lavoisier ===
[[Archivo:Antoine lavoisier.jpg|miniatura|derecha|[[Antoine Lavoisier]] desacreditó la teoría del [[flogisto]].]]

Aunque fue cuestionado en su época, Lavoisier condujo los primeros experimentos cuantitativos adecuados sobre la [[oxidación]] y dio la primera explicación correcta acerca del funcionamiento de la combustión.<ref name="ECE500"/> Usó estos y otros experimentos similares, que comenzaron en 1774, para desacreditar la [[teoría del flogisto]] y demostrar que la sustancia descubierta por Priestley y Scheele era un [[elemento químico]].

En un experimento Lavoisier observó que no se producía un incremento global en el peso cuando el [[estaño]] y el aire se calentaban en un contenedor cerrado.<ref name="ECE500"/> Notó que, cuando abrió el contenedor, el aire entró súbitamente en él, lo que indicaba que parte del aire atrapado se había consumido. También notó que el estaño había aumentado su peso y que el aumento era igual al del peso del aire que volvió al contenedor cuando lo abrió. Este y otros experimentos sobre la combustión se documentaron en su libro ''[[Sur la combustion en général]]'', publicado en 1777.<ref name="ECE500"/> En esa obra probó que el aire es una mezcla de dos gases: el «aire esencial», fundamental para la combustión y la respiración, y el ''azote'' (del griego ''ἄζωτον'', sin vida), que no servía para ninguna de las dos y se denominaría posteriormente [[nitrógeno]].<ref name="ECE500"/>

Lavoisier renombró al «aire esencial» como ''oxígeno'' en 1777, desde las raíces [[griego antiguo|griegas]] ''ὀξύς (oxys)'' ([[ácido]], literalmente «punzante», por el sabor de los ácidos) y ''-γενής (-genēs)'' (productor, literalmente «engendrador»), porque pensaba, erróneamente, que el oxígeno era un constituyente de todos los ácidos.<ref name="mellor" /><ref name="c9cc7b99" /> Los químicos —en particular sir [[Humphry Davy]] en 1812— al cabo de un tiempo determinaron que Lavoisier se equivocó en su apreciación pues, de hecho, es el hidrógeno el que forma la base de los ácidos, pero el nombre ya se había popularizado.

=== Historia posterior ===
[[Archivo:Goddard and Rocket.jpg|miniatura|[[Robert Goddard]] y un [[Motor cohete|cohete]] de combustible de oxígeno líquido.]]
La [[Modelo atómico de Dalton|hipótesis atómica]] original de [[John Dalton]] asumía que todos los elementos eran monoatómicos y que los átomos de los compuestos tendrían normalmente las relaciones atómicas más simples. Por ejemplo, Dalton pensaba que la fórmula del agua era HO, y presentaba la [[masa atómica]] del oxígeno como 8 veces la del hidrógeno, en vez de 16, el valor que se le da hoy en día.<ref>{{cita web|title=The Interactive Textbook of PFP96|chapter=Do We Take Atoms for Granted?|chapterurl=http://www.physics.upenn.edu/courses/gladney/mathphys/subsubsection1_1_3_2.html|url=http://www.physics.upenn.edu/courses/gladney/mathphys/Contents.html|first=Dennis|last=DeTurck|coauthors=Gladney, Larry and Pietrovito, Anthony|publisher=[[Universidad de Pensilvania]]|year=1997|accessdate=22 de julio de 2012|archiveurl=https://web.archive.org/web/20080117230939/http://www.physics.upenn.edu/courses/gladney/mathphys/subsubsection1_1_3_2.html|archivedate=17 de enero de 2008|deadurl=yes|idioma=inglés}}</ref> En 1805, [[Louis Joseph Gay-Lussac]] y [[Alexander von Humboldt]] mostraron que el agua está formada por dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno y, en 1811, [[Amedeo Avogadro]] dio con la correcta interpretación de la composición del líquido, basado en la que hoy se denomina [[Ley de Avogadro]] y en la suposición de moléculas diatómicas elementales.<ref>{{cita libro|título=A Treatise on Chemistry|nombre=Henry Enfield |apellidos=Roscoe |coautores=Schorlemmer, Carl|página=38|año=1883|editorial=D. Appleton and Co.|idioma=inglés}}</ref>{{Refn|1=Sin embargo, estos resultados se ignoraron en su mayor parte hasta 1860. Parte de este rechazo se debía a la creencia de que los átomos de un elemento no tendrían [[afinidad química]] hacia átomos del mismo elemento, y otra parte se debía a las aparentes excepciones a la Ley de Avogadro que no habían sido explicadas en términos de disociación de moléculas.|group=nota}}

A finales del {{siglo|XIX||s}} los investigadores se dieron cuenta de que el aire podía licuarse y sus componentes aislarse mediante compresión y enfriamiento. Utilizando un método de [[cascada (ingeniería química)|cascada]], el químico y físico [[Suiza|suizo]] [[Raoul Pictet]] [[Evaporación|evaporó]] [[dióxido de azufre]] para licuar dióxido de carbono, que por su parte era evaporado para enfriar el oxígeno gaseoso lo suficiente como para pasarlo a líquido. Envió un telegrama a la [[Academia de Ciencias de Francia]] el 22 de diciembre de 1877 en el que anunciaba su descubrimiento del [[oxígeno líquido]].<ref name="BES707">{{cita libro|título=Biographical Encyclopedia of Scientists|apellidos=Daintith|nombre=John|año=1994|editorial=CRC Press|isbn=0-7503-0287-9|página=707|idioma=inglés}}</ref> Solo dos días después, el físico francés [[Louis Paul Cailletet]] anunció su propio método para licuar oxígeno molecular.<ref name="BES707"/> En ambos casos solo se produjeron unas pocas gotas del líquido, por lo que no se pudo llevar a cabo un análisis concluyente. El oxígeno fue licuado de forma estable por primera vez el 29 de marzo de 1883 por los científicos [[Polonia|polacos]] de la [[Universidad Jagellónica]] [[Zygmunt Florenty Wróblewski|Zygmunt Wróblewski]] y [[Karol Olszewski]].<ref>[http://www.poland.gov.pl/Karol,Olszewski,and,Zygmunt,Wroblewski:,condensation,of,oxygen,and,nitrogen,1987.html Poland&nbsp;– Culture, Science and Media. Condensation of oxygen and nitrogen] {{Wayback|url=http://www.poland.gov.pl/Karol,Olszewski,and,Zygmunt,Wroblewski:,condensation,of,oxygen,and,nitrogen,1987.html |date=20101004133000 }}. Recuperado el 4 de octubre de 2008.</ref>

En 1891 el químico escocés [[James Dewar]] pudo producir la suficiente cantidad de oxígeno líquido para estudiarlo.<ref name="NBB303"/> El primer proceso viable comercialmente para producir oxígeno líquido fue desarrollado en 1895 de forma independiente por los ingenieros [[Carl von Linde]], [[Alemania|alemán]], y [[William Hampson]], [[Reino Unido|británico]]. Redujeron la temperatura del aire hasta que se licuó y, entonces, [[destilación|destilaron]] los componentes gaseosos haciéndolos bullir uno a uno y capturándolos.<ref name="HPAM">{{cita libro|título=How Products are Made|capítulo=Oxygen|editorial=The Gale Group, Inc|año=2002|url=http://www.answers.com/topic/oxygen|fechaacceso=22 de julio de 2012|autor=Contribuidores de ''How Products are Made''|idioma=inglés}}</ref> Más tarde, en 1901, la [[soldadura]] de [[oxiacetileno]] se demostró por primera vez al quemar una mezcla de [[acetileno]] y O<sub>2</sub> comprimido. Este método de soldadura y cortado del metal se convertiría después en habitual.<ref name="HPAM"/>

El físico [[William Thomson]], en 1898, calculó que el oxígeno que permanece en el planeta tiene solo unos 400 o 500 años, basándose en el ritmo de uso de los [[combustibles fósiles]] en la combustión.<ref>{{cita web|url=http://paperspast.natlib.govt.nz/cgi-bin/paperspast?a=d&d=EP18980730.2.105 |title=Papers Past — Evening Post — 30 July 1898 — A Startling Scientific Prediction |publisher=Paperspast.natlib.govt.nz |date= |accessdate=22 de julio de 2012|idioma=inglés}}</ref><ref>{{cita noticia|url=http://news.google.com/newspapers?nid=1982&dat=19010716&id=yCYiAAAAIBAJ&sjid=AaQFAAAAIBAJ&pg=5236,534844|obra=The Evening News|título=The Oxygen Famine|fecha=16 de julio de 1901|fechaacceso=15 de julio de 2012|idioma=inglés}}</ref>

En 1923 el científico estadounidense [[Robert Goddard]] se convirtió en la primera persona en desarrollar un [[motor cohete]] que usaba [[gasolina]] como combustible y oxígeno líquido como [[oxidante]]. El 16 de marzo hizo volar con éxito un pequeño cohete propulsado por combustible líquido durante 56&nbsp;m a 97&nbsp;km/h, en [[Auburn (Massachusetts)]].<ref name="HPAM"/><ref>{{cita web|title=Goddard-1926|url=http://grin.hq.nasa.gov/ABSTRACTS/GPN-2002-000132.html|publisher=NASA|accessdate=22 de julio de 2012|idioma=inglés|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20071108225824/http://grin.hq.nasa.gov/ABSTRACTS/GPN-2002-000132.html|fechaarchivo=8 de noviembre de 2007}}</ref>

== Producción industrial ==
[[Archivo:Hofmann voltameter-es.svg|miniatura|izquierda|El [[voltámetro de Hofmann]] se usa en la [[electrólisis del agua]].]]
Se emplean principalmente dos métodos para producir 100 millones de toneladas de O<sub>2</sub> extraídas del aire para usos industriales cada año.<ref name="NBB300"/> El más común consiste en [[destilación fraccionada|destilar fraccionadamente]] aire licuado en sus diversos componentes, con el N<sub>2</sub> [[destilación|destilado]] como vapor y el O<sub>2</sub> dejado como líquido.<ref name="NBB300"/>

El otro método principal de obtención de O<sub>2</sub> gaseoso consiste en pasar un chorro de aire limpio y seco a través de un lecho de tamices moleculares de [[zeolita]], que adsorben el nitrógeno y dejan pasar un chorro de gas que es de un 90 a un 93 % O<sub>2</sub>.<ref name="NBB300"/> Simultáneamente, el otro lecho de zeolita saturada de nitrógeno libera este gas al reducir la presión de funcionamiento de la cámara e introducir en ella a contracorriente parte del oxígeno separado en el lecho productor. Después de cada ciclo completo, los lechos se intercambian, lo que permite un suministro constante de oxígeno. Esto se conoce por [[adsorción por oscilación de presión]] y se utiliza para producir oxígeno a pequeña escala.<ref>{{cita web|url=http://www.uigi.com/noncryo.html|title=Non-Cryogenic Air Separation Processes|year=2003|accessdate=22 de julio de 2012|publisher=UIG Inc.|idioma=inglés}}</ref>

El oxígeno también puede producirse mediante la [[electrólisis del agua]], descomponiéndola en oxígeno e hidrógeno, para lo cual debe usarse una corriente continua; si se usara una corriente alterna, los gases de cada extremo consistirían en hidrógeno y oxígeno en la explosiva relación 2:1. Contrariamente a la creencia popular, la relación 2:1 observada en la electrólisis de corriente continua del agua acidificada no demuestra que la fórmula empírica del agua sea H<sub>2</sub>O, a menos que se asuman ciertas premisas sobre la fórmula molecular del hidrógeno y el oxígeno. Un método similar es la evolución electrocatalítica del O<sub>2</sub> de óxidos a [[oxoácido]]s. También se pueden usar catalizadores químicos, como en el [[generador químico de oxígeno]] o en las velas de oxígeno que se usan en el equipamiento de apoyo en submarinos y que aún son parte del equipamiento estándar en aerolíneas comerciales para casos de despresurización. Otra tecnología de separación del aire consiste en forzar la disolución del aire a través de membranas de [[cerámica]] basadas en [[dióxido de zirconio]], ya sea por alta presión o por corriente eléctrica, para producir O<sub>2</sub> gaseoso prácticamente puro.<ref name="NBB301"/>

Para grandes cantidades el precio del oxígeno líquido era en 2001 de, aproximadamente, 0,21{{esd}}[[USD]]/kg.<ref>{{Cita libro|cita=NASAFacts FS-2001-09-015-KSC|título=Space Shuttle Use of Propellants and Fluids|editorial=National Aeronautics and Space Administration|fecha=septiembre de 2001|url=http://www-pao.ksc.nasa.gov/kscpao/nasafact/ps/SSP.ps|fechaacceso=22 de julio de 2012|idioma=inglés|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20080917144056/http://www-pao.ksc.nasa.gov/kscpao/nasafact/ps/SSP.ps|fechaarchivo=17 de septiembre de 2008}}</ref> El coste de la energía necesaria para licuar el aire supone el principal coste de producción, por lo cual el coste del oxígeno varía en función del precio de la energía. Por razones de economía, el oxígeno se suele transportar en grandes cantidades en estado líquido, almacenado en tanques especialmente aislados, ya que un litro de oxígeno licuado equivale a 840 litros de oxígeno gaseoso a presión atmosférica y 20&nbsp;°C (68&nbsp;°F).<ref name="NBB300"/> Estas cisternas se usan para rellenar los grandes contenedores de oxígeno líquido que se encuentran en el exterior de los hospitales y demás instituciones que necesitan ingentes cantidades de oxígeno gaseoso puro. El oxígeno líquido se pasa por unos [[Intercambiador de calor|intercambiadores de calor]] que convierten el líquido criogénico en gas antes de que entre en el edificio. El oxígeno también se almacena y envía en [[Cilindro de oxígeno|cilindros]] que contienen el gas comprimido, lo que resulta útil para ciertas aplicaciones médicas portátiles y [[oxicorte]].<ref name="NBB300"/>
{{VT|Licuefacción de gases|Destilación fraccionada}}

== Usos y aplicaciones ==
{{VT|Gas respirable|Reducción-oxidación|Combustión}}
El 55 % de la producción mundial de oxígeno se consume en la producción de [[acero]]. Otro 25 % se dedica a la industria química. Del 20 % restante la mayor parte se usa para aplicaciones medicinales, [[oxicorte]], como oxidante en [[combustible de cohetes]] y en [[tratamiento de aguas]].<ref name="NBB301"/>

=== Medicina ===
{{AP|Oxigenoterapia}}
El propósito esencial de la [[respiración]] es tomar el O<sub>2</sub> del aire y, en [[medicina]], se usan suplementos de oxígeno. El tratamiento no solo incrementa los niveles de oxígeno en la sangre del paciente, sino que tiene el efecto secundario de disminuir la resistencia al flujo de la sangre en muchos tipos de pulmones enfermos, lo que facilita el trabajo de bombeo del corazón. La [[oxigenoterapia]] se usa para tratar el [[Enfisema pulmonar|enfisema]], la [[neumonía]], algunas [[Insuficiencia cardíaca|insuficiencias cardíacas]], algunos desórdenes que causan una elevada [[presión arterial pulmonar]] y cualquier enfermedad que afecte a la capacidad del cuerpo para tomar y usar el oxígeno.<ref name="ECE510">{{cita libro |capítulo="Oxygen"|autor=Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M.|fecha=1968|título=The Encyclopedia of the Chemical Elements|editorial=Reinhold Book Corporation |páginas=510|idioma=inglés|ubicación=Nueva York|id={{LCCN|68-29938}}}}</ref>

Los tratamientos son lo suficientemente flexibles como para ser usados en hospitales, la vivienda del paciente o, cada vez más, con instrumentos móviles. Así, las [[Tienda de oxígeno|tiendas de oxígeno]] se solían usar como suplementos de oxígeno, pero han ido sustituyéndose por las [[Máscara de oxígeno|máscaras de oxígeno]] y las [[Cánula nasal|cánulas nasales]].<ref name="pmid18540928">{{cita publicación|author=Sim MA, Dean P, Kinsella J, Black R, Carter R, Hughes M |title=Performance of oxygen delivery devices when the breathing pattern of respiratory failure is simulated |url=https://archive.org/details/sim_anaesthesia_2008-09_63_9/page/938 |journal=Anaesthesia |volume=63 |issue=9 |pages=938–40 |year=2008 |pmid=18540928 |doi=10.1111/j.1365-2044.2008.05536.x|idioma=inglés}}</ref>

La [[medicina hiperbárica]] (de alta presión) usa cámaras especiales de oxígeno para aumentar la [[presión parcial]] del O<sub>2</sub> en el paciente y, cuando son necesarias, en el personal médico.<ref name="pmid8931286">{{cita publicación |author=Stephenson RN, Mackenzie I, Watt SJ, Ross JA |title=Measurement of oxygen concentration in delivery systems used for hyperbaric oxygen therapy |journal=Undersea Hyperb Med |volume=23 |issue=3 |pages=185–8 |year=1996 |pmid=8931286 |url=http://archive.rubicon-foundation.org/2245 |accessdate=22 de julio de 2012 |idioma=inglés |urlarchivo=https://web.archive.org/web/20110811175247/http://archive.rubicon-foundation.org/2245 |fechaarchivo=11 de agosto de 2011 }}</ref> La [[intoxicación por monóxido de carbono]], la [[mionecrosis]] (gangrena gaseosa) y el [[síndrome de descompresión]] a veces se tratan con estos aparatos.<ref>{{cita web|url=http://www.uhms.org/Default.aspx?tabid=270|title=Indications for hyperbaric oxygen therapy|author=Undersea and Hyperbaric Medical Society|accessdate=22 de julio de 2012|idioma=inglés|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20110525130923/http://www.uhms.org/Default.aspx?tabid=270|fechaarchivo=25 de mayo de 2011}}</ref> El aumento de la concentración del O<sub>2</sub> en los pulmones ayuda a desplazar el [[monóxido de carbono]] del hemogrupo de [[hemoglobina]].<ref>{{cita web|url=http://www.uhms.org/ResourceLibrary/Indications/CarbonMonoxidePoisoning/tabid/272/Default.aspx|title=Carbon Monoxide|author=Undersea and Hyperbaric Medical Society|accessdate=22 de julio de 2012|archiveurl=https://web.archive.org/web/20080725005744/http://www.uhms.org/ResourceLibrary/Indications/CarbonMonoxidePoisoning/tabid/272/Default.aspx|archivedate=25 de julio de 2008|idioma=inglés}}</ref><ref name="pmid15233173">{{cita publicación |author=Piantadosi CA |title=Carbon monoxide poisoning |journal=Undersea Hyperb Med |volume=31 |issue=1 |pages=167–77 |year=2004 |pmid=15233173 |url=http://archive.rubicon-foundation.org/4002 |accessdate=22 de julio de 2012 |idioma=inglés |urlarchivo=https://web.archive.org/web/20110203090807/http://archive.rubicon-foundation.org/4002 |fechaarchivo=3 de febrero de 2011 }}</ref> El oxígeno es tóxico para la [[Organismo anaerobio|bacteria anaerobia]] que causa la gangrena gaseosa, de manera que aumentar su presión parcial ayuda a acabar con ellas.<ref>{{cita publicación |author=Hart GB, Strauss MB |title=Gas Gangrene&nbsp;– Clostridial Myonecrosis: A Review |journal=J. Hyperbaric Med |volume=5 |issue=2 |pages=125–144 |year=1990 |url=http://archive.rubicon-foundation.org/4428 |accessdate=22 de julio de 2012 |idioma=inglés |urlarchivo=https://web.archive.org/web/20110203090838/http://archive.rubicon-foundation.org/4428 |fechaarchivo=3 de febrero de 2011 }}</ref><ref>{{cita publicación |author=Zamboni WA, Riseman JA, Kucan JO |title=Management of Fournier's Gangrene and the role of Hyperbaric Oxygen |journal=J. Hyperbaric Med |volume=5 |issue=3 |pages=177–186 |year=1990 |url=http://archive.rubicon-foundation.org/4431 |accessdate=22 de julio de 2012 |idioma=inglés |urlarchivo=https://web.archive.org/web/20110203090958/http://archive.rubicon-foundation.org/4431 |fechaarchivo=3 de febrero de 2011 }}</ref> El síndrome de descompresión les sucede a los buzos que salen demasiado rápido del mar, lo que resulta en la formación de burbujas de gas inerte, sobre todo nitrógeno, en su sangre.<ref name="ECE510"/><ref>{{cita web |url=http://www.uhms.org/ResourceLibrary/Indications/DecompressionSickness/tabid/275/Default.aspx |title=Decompression Sickness or Illness and Arterial Gas Embolism |author=Undersea and Hyperbaric Medical Society |accessdate=22 de julio de 2012 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20080705210353/http://www.uhms.org/ResourceLibrary/Indications/DecompressionSickness/tabid/275/Default.aspx |archivedate=5 de julio de 2008 |idioma=inglés }}</ref><ref>{{cita publicación |last=Acott |first=C. |title=A brief history of diving and decompression illness |journal=South Pacific Underwater Medicine Society Journal |volume=29 |issue=2 |year=1999 |issn=0813-1988 |oclc=16986801 |url=http://archive.rubicon-foundation.org/6004 |accessdate=22 de julio de 2012 |idioma=inglés |urlarchivo=https://web.archive.org/web/20110905152645/http://archive.rubicon-foundation.org/6004 |fechaarchivo=5 de septiembre de 2011 }}</ref>

También se usa oxígeno para pacientes que necesitan [[ventilación mecánica]], normalmente a concentraciones superiores al 21 % encontrado en el aire ambiental. Por otra parte, el isótopo <sup>15</sup>O se usó de forma experimental en la [[tomografía por emisión de positrones]].<ref>{{cita publicación|title=Positron emission tomography with oxygen-15 of stunned myocardium caused by coronary artery vasospasm after recovery |url=https://archive.org/details/sim_british-heart-journal_1995-01_73_1/page/69 |pmc=483759 |first=D.|last=Agostini|coauthors=H. Iida, and A. Takahashi |journal=British Heart Journal |year=1995 |volume=73 |issue=1 |pages=69–72 |doi=10.1136/hrt.73.1.69 |pmid=7888266|idioma=inglés}}</ref>

=== Apoyo vital y uso recreativo ===
[[Archivo:STS057-89-067 - Wisoff on the Arm (Retouched).jpg|miniatura|En los [[Traje espacial|trajes espaciales]] se usa O<sub>2</sub> a baja presión.]]
Una aplicación notable del O<sub>2</sub> como [[gas respirable]] de baja presión se encuentra en los [[Traje espacial|trajes espaciales]] modernos, que envuelven el cuerpo de sus ocupantes con aire presurizado. Estos dispositivos usan oxígeno casi puro a una presión de alrededor de un tercio de la común, lo que da como resultado una presión parcial normal en el O<sub>2</sub> de la sangre.<ref name="pmid11541018">{{cita publicación|author=Morgenthaler GW, Fester DA, Cooley CG| title=As assessment of habitat pressure, oxygen fraction, and EVA suit design for space operations|url=https://archive.org/details/sim_acta-astronautica_1994-01_32_1/page/39|journal=Acta Astronaut|volume= 32|issue=1|pages=39–49|year=1994|pmid=11541018|doi=10.1016/0094-5765(94)90146-5|idioma=inglés}}</ref><ref name="pmid2730484">{{cita publicación|author=Webb JT, Olson RM, Krutz RW, Dixon G, Barnicott PT|title=Human tolerance to 100% oxygen at 9.5 psia during five daily simulated 8-hour EVA exposures|journal=Aviat Space Environ Med|volume=60|issue=5|pages=415–21|year=1989|pmid=2730484|idioma=inglés}}</ref> Este intercambio de oxígeno de alta concentración para una baja presión es necesario para mantener la flexibilidad de los trajes espaciales.

Los [[buceo|buceadores]] y los tripulantes de [[submarino]]s también usan O<sub>2</sub> artificialmente proporcionado, pero la mayoría usan una presión normal o una mezcla de oxígeno y aire. El uso de O<sub>2</sub> puro o casi puro en buceo a presiones por encima del nivel del mar se limita generalmente a los descansos, descompresiones y tratamientos de emergencia a relativamente poca profundidad (~6 metros o menos).<ref name="Acott">{{cita publicación|last=Acott|first=C.|title=Oxygen toxicity: A brief history of oxygen in diving|journal=South Pacific Underwater Medicine Society Journal|volume=29|issue=3|year=1999|issn=0813-1988|oclc=16986801|url=http://archive.rubicon-foundation.org/6014|accessdate=22 de julio de 2012|idioma=inglés|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20101225073221/http://archive.rubicon-foundation.org/6014|fechaarchivo=25 de diciembre de 2010}}</ref><ref name="Longphre">{{cita publicación|last=Longphre|first=J. M. ''et al.''|title=First aid normobaric oxygen for the treatment of recreational diving injuries|journal=Undersea Hyperb Med.|volume=34|issue=1|pages=43–49|year=2007|issn=1066-2936|oclc=26915585|pmid=17393938|url=http://archive.rubicon-foundation.org/5514|accessdate=22 de julio de 2012|last2=Denoble|first2=PJ|last3=Moon|first3=RE|last4=Vann|first4=RD|last5=Freiberger|first5=JJ|idioma=inglés|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20080613163501/http://archive.rubicon-foundation.org/5514|fechaarchivo=13 de junio de 2008}}</ref> El buceo a mayor profundidad requiere una dilución significativa de O<sub>2</sub> con otros gases, como nitrógeno o helio, para ayudar a prevenir el [[efecto de Paul Bert]] (toxicidad del oxígeno).<ref name="Acott"/>

Los escaladores de montaña y los que viajan en [[Avión|aviones]] no presurizados a veces tienen un suplemento de O<sub>2</sub>.{{Refn|1=La razón es que, incrementando la proporción de oxígeno en el gas respiratorio a baja presión, aumenta la presión parcial del O<sub>2</sub> inspirado hasta cerca de la del nivel del mar.|group=nota}} Los pasajeros de aviones comerciales (presurizados) tienen un suministro de O<sub>2</sub> para emergencias, que les es puesto automáticamente a su disposición en caso de despresurización de la cabina. Una pérdida repentina de presión en la cabina activa [[generador químico de oxígeno|generadores químicos de oxígeno]] sobre cada asiento y hace caer [[Máscara de oxígeno|máscaras de oxígeno]]. Al tirar de la máscara para comenzar el flujo de oxígeno, tal y como indican las instrucciones de seguridad, se fuerzan las limaduras de hierro en el [[clorato de sodio]] dentro del recipiente.<ref name="NBB301"/> Se produce, entonces, un chorro constante de oxígeno debido a la [[reacción exotérmica]].

El oxígeno, como un supuesto eufórico suave, tiene una historia de uso recreativo en [[deporte]]s y [[bar de oxígeno|bares de oxígeno]]. Estos son establecimientos que aparecieron en [[Japón]], [[California]] y [[Las Vegas]] a finales de los años 1990 que ofertan exposiciones a niveles de O<sub>2</sub> superiores a lo normal a cambio de una determinada tarifa.<ref name="FDA-O2Bars">{{cita web|url=http://www.fda.gov/Fdac/features/2002/602_air.html|title=Oxygen Bars: Is a Breath of Fresh Air Worth It?|last=Bren|first=Linda|work=FDA Consumer magazine|publisher=U.S. Food and Drug Administration|date=noviembre-diciembre de 2002|accessdate=22 de julio de 2012|archiveurl=https://web.archive.org/web/20071018041754/http://www.fda.gov/Fdac/features/2002/602_air.html|archivedate=18 de octubre de 2007|deadurl=yes|idioma=inglés}}</ref> Los atletas profesionales, especialmente en [[fútbol americano]], también salen del campo en ocasiones, durante los descansos, para ponerse máscaras de oxígeno y obtener una estimulación en su juego. El efecto farmacológico es dudoso y el [[efecto placebo]] es la explicación más factible.<ref name="FDA-O2Bars"/> Existen estudios que respaldan esa estimulación con mezclas de O<sub>2</sub> enriquecido, pero solo si se inhalan ''durante'' el ejercicio aeróbico.<ref>{{cita web|url=http://www.pponline.co.uk/encyc/1008.htm|title=Ergogenic Aids|accessdate=22 de julio de 2012|publisher=Peak Performance Online|archiveurl=https://web.archive.org/web/20070928051412/http://www.pponline.co.uk/encyc/1008.htm|archivedate=28 de septiembre de 2007|idioma=inglés}}</ref>

=== Industria ===
[[Archivo:Clabecq JPG01.jpg|miniatura|La mayor parte del O<sub>2</sub> producido con propósito comercial se utiliza para la [[Fundición (metalurgia)|fundición]] del [[hierro]] en [[acero]].]]
La [[Fundición (metalurgia)|fundición]] de [[mena de hierro]] en [[acero]] consume el 55 % del oxígeno producido comercialmente.<ref name="NBB301"/> En este proceso, el O<sub>2</sub> es inyectado mediante una lanza de alta presión en el molde de hierro, que expulsa las impurezas de [[Azufre]] y el exceso de [[Carbono]], en forma de sus respectivos óxidos, SO<sub>2</sub> y CO<sub>2</sub>. Las reacciones son [[reacción exotérmica|exotérmicas]] y la temperatura asciende hasta los 1700{{esd}}°C.<ref name="NBB301"/>

Otro 25 % de este oxígeno se dedica a la industria química.<ref name="NBB301"/> El [[etileno]] reacciona con el O<sub>2</sub> para crear [[óxido de etileno]],<ref>{{Cita publicación|url=https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S0926337320312388|título=The use of strontium ferrite perovskite as an oxygen carrier in the chemical looping epoxidation of ethylene|apellidos=Gabra|nombre=S.|apellidos2=Marek|nombre2=E. J.|fecha=2021-06-05|publicación=Applied Catalysis B: Environmental|volumen=286|páginas=119821|fechaacceso=2021-04-02|idioma=en|issn=0926-3373|doi=10.1016/j.apcatb.2020.119821|apellidos3=Poulston|nombre3=S.|apellidos4=Williams|nombre4=G.|apellidos5=Dennis|nombre5=J. S.}}</ref> que, a su vez, se convierte en [[etilenglicol]], el material usado como base para fabricar una gran variedad de productos, entre otros los [[anticongelante]]s y los polímeros de [[poliéster]] (los precursores de muchos [[plástico]]s y [[Tejido (textil)|textiles]]).<ref name="NBB301"/> Se utiliza oxígeno o aire en el proceso de oxi-craqueo,<ref>{{Cita publicación|url=https://doi.org/10.1007/s11144-020-01725-8|título=Kinetic parameters of the formation of oxygen-containing compounds in the vacuum gas oil oxycracking process|apellidos=Guseinova|nombre=E. A.|apellidos2=Adzhamov|nombre2=K. Yu.|fecha=2020-04-01|publicación=Reaction Kinetics, Mechanisms and Catalysis|volumen=129|número=2|páginas=925–939|fechaacceso=2021-04-02|idioma=en|issn=1878-5204|doi=10.1007/s11144-020-01725-8|apellidos3=Safarova|nombre3=S. R.}}</ref> para la producción de ácido acrílico,<ref>{{Cita libro|título=Kinetic studies of propane oxidation on Mo and V based mixed oxide catalysts|url=https://pure.mpg.de/rest/items/item_1199619_5/component/file_1199618/content|año=2011}}</ref><ref>{{Cita publicación|url=https://pure.mpg.de/rest/items/item_1896844_6/component/file_1896843/content|título=The reaction network in propane oxidation over phase-pure MoVTeNb M1 oxide catalysts|fecha=2014|publicación=J. Catal.|volumen=311|páginas=369-385}}</ref><ref>{{Cita publicación|url=https://pure.mpg.de/rest/items/item_1108560_8/component/file_1402724/content|título=Surface chemistry of phase-pure M1 MoVTeNb oxide during operation in selective oxidation of propane to acrylic acid|fecha=2012|publicación=J. Catal.|número=285|páginas=48-60}}</ref> diformil-furano<ref>{{Cita publicación|url=https://doi.org/10.1007/s11144-020-01782-z|título=Catalytic oxidation of 5-hydroxymethylfurfural into 2,5-diformylfuran using V-containing heteropoly acid catalysts|apellidos=Rodikova|nombre=Yulia|apellidos2=Zhizhina|nombre2=Elena|fecha=2020-06-01|publicación=Reaction Kinetics, Mechanisms and Catalysis|volumen=130|número=1|páginas=403–415|fechaacceso=2021-04-02|idioma=en|issn=1878-5204|doi=10.1007/s11144-020-01782-z}}</ref> y ácido bencílico.<ref>{{Cita publicación|url=https://www.researchgate.net/publication/278196177_Multifunctionality_of_Crystalline_MoVTeNb_M1_Oxide_Catalysts_in_Selective_Oxidation_of_Propane_and_Benzyl_Alcohol|título=Multifunctionality of Crystalline MoV(TeNb) M1 Oxide Catalysts in Selective Oxidation of Propane and Benzyl Alcohol|publicación=ACS Catalysis|volumen=6|número=3|páginas=1103-1113|fechaacceso=2013}}</ref> Por otro lado, la síntesis electroquímica de peróxido de hidrógeno a partir de oxígeno es una tecnología prometedora para reemplazar el proceso de hidroquinona utilizado actualmente. Por último, pero no menos importante, la oxidación catalítica se utiliza en posquemadores para eliminar gases peligrosos.<ref>{{Cita publicación|url=https://doi.org/10.1007/s11144-019-01641-6|título=Optimization of O2/CH4 to oxide methane at 823&nbsp;K by alumina-ceria supported Pt catalysts|apellidos=Elizalde-Martínez|nombre=I.|apellidos2=Ramírez-López|nombre2=R.|fecha=2019-10-01|publicación=Reaction Kinetics, Mechanisms and Catalysis|volumen=128|número=1|páginas=149–161|fechaacceso=2021-04-02|idioma=en|issn=1878-5204|doi=10.1007/s11144-019-01641-6|apellidos3=Mederos-Nieto|nombre3=F. S.|apellidos4=Monterrubio-Badillo|nombre4=M. C.|apellidos5=Vázquez Medina|nombre5=R.|apellidos6=Manríquez-Ramírez|nombre6=M. E.}}</ref><ref>{{Cita publicación|url=https://doi.org/10.1007/s11144-020-01730-x|título=CO oxidation over Pt-modified fly ash zeolite X|apellidos=Todorova|nombre=Silviya|apellidos2=Barbov|nombre2=Borislav|fecha=2020-04-01|publicación=Reaction Kinetics, Mechanisms and Catalysis|volumen=129|número=2|páginas=773–786|fechaacceso=2021-04-02|idioma=en|issn=1878-5204|doi=10.1007/s11144-020-01730-x|apellidos3=Todorova|nombre3=Totka|apellidos4=Kolev|nombre4=Hristo|apellidos5=Ivanova|nombre5=Ivanka|apellidos6=Shopska|nombre6=Maya|apellidos7=Kalvachev|nombre7=Yuri}}</ref>

El oxígeno se usa en el oxicorte quemando [[acetileno]] con O<sub>2</sub> para producir una llama muy caliente. En este proceso, el metal de hasta 60 centímetros de grosor se calienta primero con una pequeña llama de oxiacetileno para después ser rápidamente cortado por un gran chorro de O<sub>2</sub>.<ref name="ECE508">{{cita libro |capítulo="Oxygen"|autor=Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M.|fecha=1968|título=The Encyclopedia of the Chemical Elements|editorial=Reinhold Book Corporation|páginas=508|idioma=inglés|ubicación=Nueva York|id={{LCCN|68-29938}}}}</ref>

=== Ciencia ===
[[Archivo:Phanerozoic Climate Change-es.png|miniatura|izquierda|250px|500 millones de años de [[cambio climático]] comparados con el nivel de <sup>18</sup>O.]]
Los [[Paleoclimatología|paleoclimatólogos]] miden la relación entre el [[oxígeno-18]] y el [[oxígeno-16]] en los [[esqueleto]]s y [[exoesqueleto]]s de los organismos marinos para determinar cómo era el clima hace millones de años. Las moléculas de [[agua de mar]] que contienen el [[Isótopos del oxígeno|isótopo]] más ligero, el oxígeno-16, se evaporan a un ritmo ligeramente mayor que las moléculas que contienen oxígeno-18 (un 12 % más pesado); esta disparidad se incrementa a bajas temperaturas.<ref name="NBB304">{{cita libro|título=Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements|url=https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl|capítulo=Oxygen|autor=Emsley, John|año=2001|ubicación=Oxford, Reino Unido|editorial=Oxford University Press|páginas=[https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl/page/304 304]|isbn=0-19-850340-7|idioma=inglés}}</ref> En periodos con una temperatura global más baja, la nieve y la lluvia procedentes de esa agua evaporada tienden a ser más ricas en oxígeno-16, mientras que el agua marina que queda tiende a serlo en oxígeno-18. Los organismos marinos, por tanto, incorporan más oxígeno-18 en sus esqueletos y exoesqueletos de lo que harían en un medio más cálido.<ref name="NBB304"/> Los paleoclimatólogos también miden directamente esta relación en las moléculas de agua de muestras de [[núcleo de hielo]] que se han conservado durante varios cientos de miles de años.

Los geólogos planetarios han medido las diferencias en la abundancia de isótopos de oxígeno en muestras de la [[Tierra]], la [[Luna]], [[Marte (planeta)|Marte]] y [[meteorito]]s, pero no han estado lejos de poder obtener valores de referencia para las relaciones entre isótopos del [[Sol]], que se creen iguales a aquellas de la [[nebulosa protosolar]]. Sin embargo, el análisis de una oblea de [[Silicio]] expuesta al [[viento solar]] en el espacio y devuelta a la Tierra por la [[sonda Génesis]] desveló que el Sol tiene una proporción de oxígeno-16 mayor que nuestro planeta. La medición implica que un proceso desconocido agotó el oxígeno-16 del [[disco protoplanetario]] del Sol antes de la fusión de los granos de polvo que formaron la Tierra.<ref>{{cita publicación|last = Hand|first = Eric|title = The Solar System's first breath|journal = Nature|volume = 452|page = 259|date = 13 de marzo de 2008|url = http://www.nature.com/news/2008/080313/full/452259a.html|doi = 10.1038/452259a|accessdate =22 de julio de 2012|pmid = 18354437|issue = 7185|bibcode = 2008Natur.452..259H|idioma=inglés }}</ref>

El oxígeno presenta dos [[Banda de absorción|bandas de absorción]] espectrofotométrica con máximos en longitudes de onda de 687 y 760 nanómetros. Algunos científicos de [[detección remota]] han propuesto usar la medición del resplandor procedente de los [[Dosel arbóreo|doseles de vegetación]] en aquellas bandas para caracterizar la salud de las plantas desde una plataforma [[Satélite de observación terrestre|satelital]].<ref>{{cita conferencia|url=http://ieeexplore.ieee.org/xpl/freeabs_all.jsp?tp=&arnumber=1293855&isnumber=28601|título=Progress on the development of an integrated canopy fluorescence model|autores=Miller, J.R.; Berger, M.; Alonso, L.; Cerovic, Z.; Goulas, Y.; Jacquemoud, S.; Louis, J.; Mohammed, G.; Moya, I.; Pedros, R.; Moreno, J.F.; Verhoef, W.; Zarco-Tejada, P.J.|títulolibro=Geoscience and Remote Sensing Symposium, 2003. IGARSS '03. Proceedings. 2003 IEEE International|fechaacceso=22 de julio de 2012|idioma=inglés}}</ref> Esta aproximación explota el hecho de que en esas bandas es posible distinguir la [[reflectividad]] de la vegetación de su [[fluorescencia]], que es mucho más débil. La medición tiene una alta dificultad técnica, debido a la baja [[relación señal/ruido]] y la estructura física de la vegetación, pero se ha propuesto como un posible método de monitoreo del [[ciclo del carbono]] desde satélites a escala global.

== Compuestos ==
[[Archivo:Stilles Mineralwasser.jpg|miniatura|derecha|El [[agua]] (H<sub>2</sub>O) es el compuesto de oxígeno más familiar.]]
El [[estado de oxidación]] del oxígeno es -2 en casi todos los compuestos conocidos del oxígeno. Por su parte, el estado de oxidación -1 se encuentra en unos cuantos compuestos, como los [[peróxido]]s.<ref>{{cita libro|título=Chemistry of the Elements|edición=2ª|autor=Greenwood, N. N.; Earnshaw, A.|editorial=Butterworth–Heinemann|año=1997|páginas=28|isbn=0080379419|idioma=inglés}}</ref> Los compuestos en otro estado de oxidación son muy poco comunes: −1/2 ([[superóxido|superóxidos]]), −1/3 ([[ozónido]]s), 0 ([[Alótropos del oxígeno|elemental]], [[hipofluoroso]]), +1/2 ([[dioxigenil]]), +1 ([[difluoruro de dioxígeno]]) y +2 ([[difluoruro de oxígeno]]).

=== Óxidos y otros compuestos inorgánicos ===
El [[agua]] (H<sub>2</sub>O) es el óxido de [[hidrógeno]] y es el compuesto de oxígeno más común. Los átomos de hidrógeno están [[enlace covalente|enlazados covalentemente]] al oxígeno en la molécula de agua, pero también tienen una atracción adicional (sobre 23,3&nbsp;kJ•mol<sup>−1</sup> por átomo de hidrógeno) con un átomo de oxígeno adyacente de una molécula diferente.<ref>{{cita publicación|first=P.|last=Maksyutenko|coauthors=T. R. Rizzo, and O. V. Boyarkin|year=2006|title=A direct measurement of the dissociation energy of water|pmid=17115729|journal=J. Chem. Phys.|page=181101 |doi=10.1063/1.2387163|issue=18|volume=125|bibcode = 2006JChPh.125r1101M |idioma=inglés}}</ref> Estos [[Enlace por puente de hidrógeno|enlaces de hidrógeno]] entre las moléculas de agua las mantienen aproximadamente un 15 % más cerca de lo que sería esperable en un líquido simple solo con las [[fuerzas de Van der Waals]].<ref>{{cita web|title=Water Hydrogen Bonding|last=Chaplin|first=Martin|url=http://www.lsbu.ac.uk/water/hbond.html|accessdate=22 de julio de 2012|date=4 de enero de 2008|idioma=inglés}}</ref>{{Refn|1=También, debido a la mayor electronegatividad del oxígeno respecto al hidrógeno, la diferencia en la carga la convierte en una [[Polaridad (química)|molécula polar]]. Las interacciones entre los diferentes [[Dipolo eléctrico|dipolos]] de cada molécula causan una fuerza de atracción global.|group=nota}}

[[Archivo:Rust screw.jpg|miniatura|izquierda|Los óxidos, como el [[Óxidos de hierro|óxido de hierro]] o el [[orín (óxido)|orín]], se forman cuando el oxígeno se combina con otros elementos.]]
Debido a su electronegatividad, el oxígeno forma [[enlace químico|enlaces químicos]] con casi todos los demás elementos a temperaturas elevadas para dar los [[óxido]]s correspondientes. Sin embargo, algunos elementos forman óxidos directamente a [[condiciones normales de presión y temperatura]], como el [[orín (óxido)|orín]] formado del [[Hierro]]. La superficie de metales como el [[aluminio]] y el [[titanio]] se oxidan en presencia del aire y se cubren con una fina capa de óxido que [[Pasivación|pasiva]] el metal y ralentiza la [[corrosión]]. Algunos de los [[óxidos metálicos de transición]] se encuentran en la naturaleza como [[compuestos no estequiométricos]], con ligeramente menos metal de lo que la [[fórmula química]] sugiere. Por ejemplo, el [[óxido ferroso|FeO]] ([[wustita]]), que se forma de manera natural, se escribe en realidad como Fe<sub>x-1</sub>O, donde la «x» está normalmente en torno a 0,05.<ref>{{cita libro|nombre=Lesley E.|apellidos=Smart|coauthor=Moore, Elaine A. |título=Solid State Chemistry: An Introduction|url=https://archive.org/details/solidstatechemis00smar|edición=3ª |editorial=CRC Press|año=2005|página=[https://archive.org/details/solidstatechemis00smar/page/n234 214]|isbn=978-0-7487-7516-3|idioma=inglés}}</ref>

El oxígeno como compuesto está presente en la atmósfera en pequeñas cantidades en forma de [[dióxido de carbono]] (CO<sub>2</sub>). La [[roca]] de la [[corteza terrestre]] se compone de grandes partes de óxidos de [[Silicio]] ([[dióxido de silicio]] SiO<sub>2</sub>, que se encuentra en el [[granito]] y la [[arena]]), aluminio ([[alúmina]] Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub>, en la [[bauxita]] y el [[corindón]]), hierro ([[óxido férrico]] Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>, en la [[hematita]] y el [[orín (óxido)|orín]]) y [[calcio]] ([[carbonato cálcico]] CaCO<sub>3</sub>, en la [[caliza]]). El resto de la corteza terrestre se compone también de compuestos de oxígeno, en particular varios [[silicato]]s complejos. En el [[manto terrestre]], de una masa mucho mayor que la corteza, abundan los silicatos de hierro y [[Magnesio]].

Los silicatos [[solubilidad|solubles]] en agua con las formas Na<sub>4</sub>SiO<sub>4</sub>, Na<sub>2</sub>SiO<sub>3</sub> y Na<sub>2</sub>Si<sub>2</sub>O<sub>5</sub> se utilizan como [[detergente]]s y [[adhesivo]]s.<ref name="ECE507">{{cita libro |capítulo="Oxygen"|autor=Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M.|fecha=1968|título=The Encyclopedia of the Chemical Elements|editorial=Reinhold Book Corporation|páginas=507|idioma=inglés|ubicación=Nueva York|id={{LCCN|68-29938}}}}</ref> El oxígeno también actúa como ligazón para metales de transición, formando enlaces de O<sub>2</sub> metálico con el átomo de [[iridio]] en el [[complejo de Vaska]],<ref>{{cita libro|apellidos=Crabtree|nombre=R.|título=The Organometallic Chemistry of the Transition Metals|edición=3ª |editorial=John Wiley & Sons|año=2001|página=152|isbn=978-0-471-18423-2|idioma=inglés}}</ref> con el [[platino]] en el [[hexafluoruro de platino|PtF<sub>6</sub>]]<ref name="ECE505">{{cita libro |capítulo="Oxygen"|autor=Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M.|fecha=1968|título=The Encyclopedia of the Chemical Elements|editorial=Reinhold Book Corporation|páginas=505|idioma=inglés|ubicación=Nueva York|id={{LCCN|68-29938}}}}</ref> y con el centro de hierro en el grupo [[hemo]] de la [[hemoglobina]].

=== Compuestos orgánicos y biomoléculas ===
[[Archivo:Acetone-3D-vdW.png|miniatura|La [[acetona]] es un material importante para la industria química.
{{leyenda|red|Oxígeno}}
{{leyenda|black|Carbono}}
{{leyenda|white|Hidrógeno}}.]]
[[Archivo:ATP structure.svg|miniatura|izquierda|El oxígeno representa más del 40 % de la [[masa molecular]] de la molécula de la [[Adenosín trifosfato|ATP]].]]

Entre las clases más importantes de compuestos orgánicos que contienen oxígeno están los siguientes (donde «R» es un grupo orgánico): [[alcohol]]es (R-OH), [[Éter (química)|éteres]] (R-O-R), [[cetona (química)|cetonas]] (R-CO-R), [[aldehído]]s (R-CO-H), [[ácido carboxílico|ácidos carboxílicos]] (R-COOH), [[Éster]]es (R-COO-R), [[Anhídrido de ácido|anhídridos de ácido]] (R-CO-O-CO-R) y [[amida]]s (R-C(O)-NR<sub>2</sub>). Hay muchos [[disolvente]]s orgánicos importantes que contienen oxígeno, entre ellos: [[acetona]], [[metanol]], [[etanol]], [[alcohol isopropílico]], [[furano]], [[tetrahidrofurano]], [[éter etílico]], [[dioxano]], [[etanoato de etilo]], [[dimetilformamida]], [[dimetilsulfóxido]], [[ácido acético]] y [[ácido fórmico]]. La acetona (CH<sub>3</sub>(CO)CH<sub>3</sub>) y el [[fenol]] (C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>OH) se usan como materiales en la síntesis de muchas sustancias diferentes. Otros compuestos orgánicos importantes que contienen oxígeno son: [[glicerol]], [[formaldehído]], [[glutaraldehído]], [[ácido acético]] y [[acetamida]]. Los [[epóxido]]s son éteres en los que el átomo de oxígeno forma parte de un anillo de tres átomos.

El oxígeno reacciona espontáneamente con muchos compuestos [[Química orgánica|orgánicos]] a temperatura ambiente o inferior, en un proceso llamado [[autooxidación]].<ref name="ECE506">{{cita libro |capítulo="Oxygen"|autor=Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M.|fecha=1968|título=The Encyclopedia of the Chemical Elements|editorial=Reinhold Book Corporation|páginas=506|idioma=inglés|ubicación=Nueva York|id={{LCCN|68-29938}}}}</ref> La mayor parte de los [[Compuesto orgánico|compuestos orgánicos]] que contienen oxígeno no se producen por la acción directa del O<sub>2</sub>. Los compuestos orgánicos importantes en la industria y el comercio producidos por oxidación directa de un precursor incluyen al óxido de etileno y el [[ácido peracético]].<ref name="ECE507"/>

El elemento se encuentra en casi todas las [[biomolécula]]s importantes para (o generadas por) la vida. Solo unas cuantas biomoléculas complejas comunes, como el [[escualeno]] y el [[caroteno]], no contienen oxígeno. De los compuestos orgánicos con relevancia biológica, los [[carbohidrato]]s contienen la mayor proporción de oxígeno en su masa. Todas las [[grasa]]s, [[ácido graso|ácidos grasos]], [[aminoácido]]s y [[proteína]]s contienen oxígeno (debido a la presencia de [[Grupo carbonilo|grupos carbonilos]] en esos ácidos y sus residuos de éster). El oxígeno también está presente en grupos de [[fosfato]] (PO<sub>4</sub><sup>-3</sup>) en las moléculas biológicamente importantes que transportan energía, [[Adenosín trifosfato|ATP]] y [[Adenosín difosfato|ADP]], en la columna vertebral y las [[purina]]s (excepto la [[adenina]] y las [[pirimidina]]s de [[Ácido ribonucleico|ARN]] y [[Ácido desoxirribonucleico|ADN]]) y en los huesos como [[fosfato cálcico]] e [[hidroxiapatita]].

== Seguridad y precauciones ==
=== Toxicidad ===
{{AP|Efecto de Paul Bert}}
[[Archivo:Symptoms of oxygen toxicity-es.svg|miniatura|izquierda|300px|Los principales síntomas de la toxicidad del oxígeno.<ref>{{cita publicación |author=Dharmeshkumar N Patel, Ashish Goel, SB Agarwal, Praveenkumar Garg, Krishna K Lakhani |title=Oxygen Toxicity |journal=Indian Academy of Clinical Medicine|volume=4 |issue=3 |page=234 |year=2003 |url=http://medind.nic.in/jac/t03/i3/jact03i3p234.pdf|idioma=inglés}}</ref>]]
[[Archivo:Scuba-diving.jpg|miniatura|La toxicidad del oxígeno tiene lugar cuando los pulmones toman una [[presión parcial]] del O<sub>2</sub> mayor de lo normal, lo que puede suceder durante el [[buceo]].]]

El O<sub>2</sub> gaseoso puede ser [[toxicidad|tóxico]] a [[Presión parcial|presiones parciales]] elevadas, produciendo [[convulsion]]es y otros problemas de salud.<ref name="Acott" />{{Refn|1=Ya que la presión parcial del O<sub>2</sub> es la proporción de O<sub>2</sub> multiplicado por la presión total, la elevada presión parcial puede ocurrir bien por una alta concentración de O<sub>2</sub> en el gas respiratorio, bien por la alta presión del gas o por una combinación de ambas.|group=nota}}<ref name="ECE511">{{cita libro |capítulo="Oxygen"|autor=Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M.|fecha=1968|título=The Encyclopedia of the Chemical Elements|editorial=Reinhold Book Corporation|páginas=511|idioma=inglés|ubicación=Nueva York|id={{LCCN|68-29938}}}}</ref> La toxicidad generalmente comienza a aparecer con presiones parciales de más de 50 k[[Pascal (unidad)|Pa]] o 2,5 veces la presión parcial del O<sub>2</sub> a nivel del mar (21{{esd}}kPa; igual a alrededor del 50 % de la composición del oxígeno a presión normal). Esto no resulta un problema excepto para pacientes con [[ventilación mecánica]], debido a que el gas administrado a través de las máscaras de oxígeno se compone típicamente de solo un 30 %-50 % de O<sub>2</sub> por volumen (sobre 30{{esd}}kPa a presión normal), aunque estas cifras varían sensiblemente dependiendo del tipo de máscara.<ref name="NBB299"/>

Durante un tiempo, los [[Parto pretérmino|bebés prematuros]] se colocaban en incubadoras que contenían aire rico en O<sub>2</sub>, pero esta práctica cesó después de que algunos de estos niños perdieran la visión.<ref name="NBB299"/><ref name="pmid9603802">{{cita publicación |author=Drack AV |title=Preventing blindness in premature infants |journal=N. Engl. J. Med. |volume=338 |issue=22 |pages=1620–1 |year=1998 |pmid=9603802 |doi= 10.1056/NEJM199805283382210|idioma=inglés}}</ref>

La respiración de O<sub>2</sub> puro en aplicaciones espaciales, como en algunos trajes aeroespaciales modernos o en naves pioneras como la [[Nave Apolo|Apolo]], no causa daños debido a las bajas presiones totales utilizadas.<ref name="pmid11541018"/><ref>{{cita web|last = Wade|first = Mark|year = 2007|url = http://www.astronautix.com/craftfam/spasuits.htm|title = Space Suits|publisher = Encyclopedia Astronautica|accessdate = 22 de julio de 2012|archiveurl = https://web.archive.org/web/20071213122134/http://www.astronautix.com/craftfam/spasuits.htm|archivedate = 13 de diciembre de 2007|idioma = inglés}}</ref> En el caso de los trajes, la presión parcial del O<sub>2</sub> en el gas respiratorio se encuentra, en general, sobre 30{{esd}}kPa (1,4 veces lo normal) y la presión parcial resultante en la sangre arterial del astronauta solo está marginalmente por encima de lo normal al nivel del mar.

La toxicidad del oxígeno para los pulmones y el [[sistema nervioso central]] también puede darse en el [[buceo]] profundo y en el [[buceo profesional]].<ref name="NBB299"/><ref name="Acott"/> La respiración prolongada de una mezcla de aire con una presión parcial de O<sub>2</sub> mayor a 60{{esd}}kPa puede llegar a producir una [[fibrosis pulmonar]] permanente.<ref name="BMJ">{{cita publicación |author=Wilmshurst P |title=Diving and oxygen |journal=BMJ |volume=317 |issue=7164 |pages=996–9 |year=1998 |pmid=9765173 |pmc=1114047 |doi=10.1136/bmj.317.7164.996|idioma=inglés}}</ref> La exposición a presiones parciales superiores a 160{{esd}}kPa (~1,6 atmósferas) podría causar convulsiones, normalmente fatales para los buzos. La toxicidad aguda puede producirse al respirar una mezcla de aire con más de un 21 % de O<sub>2</sub> a 66 o más metros de profundidad; lo mismo puede ocurrir al respirar un 100 % de O<sub>2</sub> a solo 6 metros.<ref name="BMJ"/><ref name="Donald">{{cita libro |apellidos=Donald |nombre=Kenneth |título=Oxygen and the Diver |isbn = 1-85421-176-5|año=1992 |editorial=SPA junto con K. Donald |ubicación=Inglaterra|idioma=inglés}}</ref><ref name="Donald1">{{cita publicación |author=Donald K. W. |title=Oxygen Poisoning in Man: Part I |journal=Br Med J |volume=1 |issue=4506 |pages=667–72 |year=1947 |pmc=2053251 |doi=10.1136/bmj.1.4506.667 |pmid=20248086|idioma=inglés}}</ref><ref name="Donald2">{{cita publicación |author=Donald K. W. |title=Oxygen Poisoning in Man: Part II |journal=Br Med J |volume=1 |pages=712–7 |year=1947 |pmc=2053400|issue=4507 |doi=10.1136/bmj.1.4507.712 |pmid=20248096|idioma=inglés}}</ref>

=== Combustión y otros riesgos ===
[[Archivo:Apollo 1 fire.jpg|miniatura|derecha|El interior del módulo de mando del [[Apolo 1]]. El O<sub>2</sub> puro a una presión mayor de lo normal y una chispa produjeron un incendio y la consiguiente pérdida de la tripulación.]]
Las fuentes de oxígeno que están altamente concentradas estimulan una rápida combustión. Los riesgos de [[fuego]] y [[explosión]] se dan cuando los oxidantes concentrados y los [[combustible]]s se sitúan demasiado cerca entre sí; sin embargo, la ignición, ya sea por el calor o por una chispa, es necesaria para iniciar la combustión.<ref name="astm-tpt">{{cita conferencia|autores=Barry L. Werley (Edtr.)|año=1991|título=Fire Hazards in Oxygen Systems|títulolibro=ASTM Technical Professional training|editorial=ASTM International Subcommittee G-4.05|ubicación=Filadelfia|idioma=inglés}}</ref> El oxígeno en sí mismo no es un combustible, sino un oxidante. Los riesgos de la combustión también se aplican a compuestos de oxígeno de alto potencial oxidante, como los [[peróxido]]s, [[clorato]]s, [[nitrato]]s, [[perclorato]]s y [[dicromato]]s, porque pueden dar oxígeno al fuego.

El O<sub>2</sub> concentrado permite una combustión rápida y enérgica.<ref name="astm-tpt" /> Las tuberías y los recipientes de acero usados para almacenar y trasmitir tanto el oxígeno líquido como el gaseoso actúan como combustible; por tanto, el diseño y la fabricación de los sistemas de O<sub>2</sub> requieren una atención especial para asegurar que las fuentes de ignición se minimizan.<ref name="astm-tpt" /> El incendio que acabó con la vida de la tripulación del [[Apolo 1]] en una prueba en la plataforma de lanzamiento se extendió tan rápidamente debido a que la cápsula estaba presurizada con O<sub>2</sub> puro, pero a una presión ligeramente mayor que la atmosférica, en lugar de una presión de 1/3 de la normal que debía usarse en la misión.{{Refn|1=No se identificó de manera concluyente ninguna fuente de ignición en el incendio, aunque algunas pruebas lo achacan desde a un arco eléctrico hasta a una chispa (Informe del ''Apollo 204 Review Board NASA Historical Reference Collection, NASA History Office, NASA HQ, Washington, DC'').|group=nota}}<ref name="chiles">{{cita libro|apellidos=Chiles|nombre=James R.|año=2001|título=Inviting Disaster: Lessons from the edge of Technology: An inside look at catastrophes and why they happen|ubicación=New York|editorial=HarperCollins Publishers Inc.|isbn=0-06-662082-1|idioma=inglés}}</ref>

En caso de un derrame de oxígeno líquido, si este llega a empaparse en materia orgánica como [[madera]], productos [[Petroquímica|petroquímicos]] y [[asfalto]] puede provocar que estos materiales [[Detonación|detonen]] de forma impredecible al sufrir un impacto mecánico posterior.<ref name="astm-tpt" /> Al igual que otros líquidos [[Criogenia|criogénicos]], en contacto con el cuerpo humano puede causar [[congelamiento]] en piel y ojos.

== Véase también ==
* [[Anoxia]]
* [[Hipoxia]]
* [[Ciclo del oxígeno]]
* [[Oxígeno diatómico]]
* [[Óxido]]
* [[Método de Winkler]]
* [[Sonda lambda]]
* [[:Categoría:Compuestos de oxígeno]]

== Notas ==
<references group=nota />

== Referencias ==
{{listaref|2}}

== Bibliografía complementaria ==
* {{cita libro|apellidos=Walker|nombre=J.|año=1980|título=Handbook of Environmental Chemistry. Volumen 1. Parte A: The natural environment and the biogeochemical cycles|capítulo=The oxygen cycle|editorial=Springer-Verlag|ubicación=Berlín; Heidelberg; Nueva York|editor=Hutzinger O.|página=[https://archive.org/details/naturalenvironme0000unse/page/258 258]|isbn=0-387-09688-4|idioma=inglés|url=https://archive.org/details/naturalenvironme0000unse/page/258}}

== Enlaces externos ==
{{commons|Oxygen}}
* [http://enciclopedia.us.es/index.php/Ox%EDgeno Enciclopedia Libre.]
* [http://periodic.lanl.gov/8.shtml Los Álamos National Laboratory - Oxygen] {{en}}.
* [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/O/index.html WebElements.com - Oxygen] {{en}}.
* [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/O.html EnvironmentalChemistry.com - Oxygen] {{en}}.
* [http://education.jlab.org/itselemental/ele008.html It's Elemental - Oxygen] {{en}}.
* [https://web.archive.org/web/20050105085107/http://www.mtsinai.org/pulmonary/papers/ox-hist/ox-hist-intro.html Oxygen Therapy - The First 150 Years] {{en}}.
* [http://medind.nic.in/jac/t03/i3/jact03i3p234.pdf Oxygen Toxicity] {{Wayback|url=http://medind.nic.in/jac/t03/i3/jact03i3p234.pdf |date=20150922093352 }} {{en}}.
* [https://web.archive.org/web/20120716055810/http://www.chemistry-reference.com/pdictable/q_elements.asp?language=es&Symbol=O Termoquímica, Configuración Electrónica y Isótopos, y Reacciones.]

{{Traducido ref|en|Oxygen|oldid=499644315}}

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[[Categoría:Oxígeno| ]]