Ossigeno

Ossigeno
8 O                                                                                                                                                                                                                                               azoto ← ossigeno → fluoro
Linea spettrale Linea spettrale dell'elemento
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico	ossigeno, O, 8
Serie	non metalli
Gruppo, periodo, blocco	16 (VIA), 2, p
Densità	1,429 kg/m³ a 273
Configurazione elettronica	Configurazione elettronica
Termine spettroscopico	3P2
Proprietà atomiche
Peso atomico	15,9994
Raggio atomico (calc.)
Raggio covalente	73 pm
Raggio di van der Waals	152 pm
Configurazione elettronica	[He]2s22p4
e− per livello energetico	2, 6
Stati di ossidazione	0, ±1, ±2
Struttura cristallina	cubica
Proprietà fisiche
Stato della materia	gassoso (paramagnetico)
Punto di fusione	50,35 )
Punto di ebollizione	90,18 K (−182,97 °C)
Punto critico	−118,57 °C a
Punto triplo	−218,787 °C a 151,99 Pa
Volume molare	17,36×10−3 m³/mol
Entalpia di vaporizzazione
Calore di fusione	0,22259 kJ/mol
Velocità del suono	317,5 a 293 K
Altre proprietà
Numero CAS	7782-44-7
Elettronegatività	3,44 (scala di Pauling)
Calore specifico	920 J/(kg·K)
Conducibilità termica	0,02674 W/(m·K)
Energia di prima ionizzazione	1 313,9 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione	3 388,3 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione	5 300,5 kJ/mol
Energia di quarta ionizzazione	6 222,7 kJ/mol
Energia di quinta ionizzazione	7 469,2 kJ/mol
Isotopi più stabili
iso NA TD DM DE DP 16O 99,762% È stabile con 8 neutroni 17O 0,038% È stabile con 9 neutroni 18O 0,2% È stabile con 10 neutroni
iso: isotopo NA: abbondanza in natura TD: tempo di dimezzamento DM: modalità di decadimento DE: energia di decadimento in MeV DP: prodotto del decadimento

L'ossigeno è un elemento chimico della tavola periodica degli elementi. Ha come simbolo O, come numero atomico 8 e come numero di massa 16. Fa parte degli elementi del gruppo 16 sulla tabella periodica ed è un agente non metallico altamente reattivo e ossidante che forma facilmente ossidi con la maggior parte degli elementi, così come altri composti. Per massa, l'ossigeno è il terzo elemento più abbondante dell'universo, dopo l'idrogeno e l'elio. A temperatura e pressione standard due atomi dell'elemento si legano per formare il diossido di ossigeno, un gas diatomico incolore e inodore con formula chimica O₂ che costituisce il 20,8% dell'atmosfera terrestre. Inoltre legato ad altri elementi è l'elemento chimico più comune della crosta terrestre, rappresentandone circa il 47% della massa.

Il diossido viene impiegato nella respirazione cellulare e molte delle principali classi delle molecole organiche presenti negli organismi viventi, come le proteine, gli acidi nucleici, i carboidrati, i lipidi, contengono ossigeno. Nella maggior parte della massa degli organismi viventi è presente ossigeno come componente dell'acqua. L'ossigeno nell'atmosfera viene costantemente ripristinato dalla fotosintesi delle piante, utilizzando l'energia della luce solare per produrlo dall'acqua e dall'anidride carbonica. L'ossigeno è chimicamente troppo reattivo per rimanere un elemento libero nell'aria.

Un'altra forma (allotropia) dell'ossigeno è l'ozono (O₃), un gas in grado di assorbire notevolmente le radiazioni ultraviolette. Per questa sua proprietà lo strato di ozono presente ad alta quota aiuta a proteggere la biosfera da queste radiazioni. Tuttavia vicino alla superficie terrestre l'ozono, che è un sottoprodotto dello smog, è considerato un inquinante essendo un gas serra.

L'ossigeno venne scoperto indipendentemente da Carl Wilhelm Scheele a Uppsala nel 1773 e da Joseph Priestley nel Wiltshire nel 1774, ma Priestley è spesso accreditato per esserne il primo in quanto i suoi studi furono pubblicati antecedentemente a quelli di Scheele. Il nome "ossigeno" venne coniato nel 1777 da Antoine Lavoisier, i cui esperimenti con esso contribuirono a screditare la teoria del flogisto, allora popolare, riguardo alla combustione e alla corrosione. Il nome deriva dal greco ὀξύς, oxýs, «acido» (letteralmente: «appuntito») e la radice γεν-, ghen-, che significa «generare». Questo perché al momento della denominazione si riteneva erroneamente che tutti gli acidi richiedessero ossigeno nella loro composizione.

Comunemente l'ossigeno viene utilizzato nei processi di produzione dell'acciaio e della plastica; per brasatura, saldatura e il taglio di alcuni metalli; come propellente per i razzi; in medicina per l'ossigenoterapia; per il sistema di supporto vitale degli aeromobili, dei sottomarini, dei veicoli spaziali e per le attività subacque ricreative.

Cenni storici

L'ossigeno venne scoperto dal farmacista svedese Carl Wilhelm Scheele nel 1771, ma la scoperta non venne immediatamente riconosciuta; invece quella fatta nel 1774 da Joseph Priestley ricevette subito riconoscimento pubblico. Nello stesso anno Antoine Laurent Lavoisier diede il nome all'elemento e nel 1777 Scheele lo riconobbe come un componente dell'aria. Nel 1781 Antoine Lavoisier ne accertò la funzione per i fenomeni di respirazione e di combustione.

Isotopi

L'ossigeno ha tre isotopi stabili con numero di massa 16, 17 e 18, e dieci isotopi radioattivi. Tutti i radioisotopi hanno tempi di decadimento inferiori a tre minuti.

La massa atomica dell'ossigeno è però inferiore a 16, nonostante l'isotopo ¹⁶O sia presente per circa il 99%, perché come riferimento per il calcolo delle masse è stato scelto il carbonio-12 e per motivi relativistici si ha un difetto di massa nella sintesi degli elementi più pesanti. Infatti la formazione del nucleo avviene con una diminuzione di massa e una liberazione di energia, causata dalla fusione nucleare.

Allotropi

Ossigeno biatomico

A temperatura e pressione standard, l'ossigeno si trova in forma di gas costituito da due atomi. Si indica nel seguente modo: O₂ (numero CAS: 7782-44-7). Questa sostanza è un importante componente dell'aria, è prodotta dalle piante durante la fotosintesi clorofilliana ed è necessaria per la respirazione degli esseri viventi.

La specie O₂ viene frequentemente e impropriamente chiamata "ossigeno" per sineddoche; per una nomenclatura univoca e non ambigua di O₂ si possono utilizzare i seguenti termini: ossigeno molecolare, ossigeno biatomico, ossigeno diatomico o diossigeno.

L'ossigeno biatomico O₂, allo stato liquido e a quello solido, ha colore azzurro ed è altamente paramagnetico. La teoria degli orbitali molecolari ha spiegato il fenomeno del paramagnetismo e ha confermato che il legame è da considerarsi doppio: i due elettroni meno legati in O₂ occupano orbitali degeneri di simmetria π ed hanno spin paralleli. Ciò porta ad uno stato fondamentale di tripletto che ha come conseguenza una straordinaria inerzia cinetica nelle reazioni di ossidazione di molecole organiche diamagnetiche perché queste reazioni avvengono senza la conservazione del numero quantico totale di spin.

Disponibilità

L'ossigeno è l'elemento più abbondante della crosta terrestre,. L'ossigeno forma l'87% degli oceani in quanto componente dell'acqua (H₂O) e il 20% dell'atmosfera terrestre come ossigeno molecolare O₂ o come ozono O₃. I composti di ossigeno, in particolare ossidi metallici, silicati (SiO4−4) e carbonati (CO2−3), si trovano comunemente nelle rocce e nel terreno. L'acqua ghiacciata è un solido comune sui pianeti e le comete. I composti di ossigeno si trovano in tutto l'universo e lo spettro dell'ossigeno è spesso rintracciabile nelle stelle. Di solito l'ossigeno è molto scarso nei pianeti gassosi.

O₂ disciolto in corrispondenza della superficie delle acque (dati del 2005). Si nota che nelle regioni polari, dove l'acqua è più fredda, il contenuto di O₂ disciolto è maggiore (in termini tecnici, il sistema acqua-ossigeno ha solubilità inversa).

Oltre che nella molecola O₂, l'ossigeno si può trovare in natura sotto forma di ozono (O₃): esso viene formato da scariche elettrostatiche in presenza di ossigeno molecolare. Un dimero della molecola di ossigeno (O₂)₂ si trova come componente minore nell'O₂ liquido.

Produzione

Preparazione in laboratorio

La preparazione dell'ossigeno biatomico O₂ in laboratorio avviene attraverso reazioni endotermiche che coinvolgono composti ossigenati, ad esempio:

${\ce {2KClO3 -> 2KCl + 3O2}}$

questa reazione ha carattere esplosivo per cui viene condotta a bassa temperatura su catalizzatore a base di biossido di manganese (MnO₂).

Si ha inoltre produzione di ossigeno biatomico durante il processo di elettrolisi dell'acqua da cui si ottiene anche idrogeno biatomico gassoso H₂.

Preparazione industriale

A livello industriale è possibile ottenere ossigeno biatomico attraverso:

• separazione criogenica dell'aria;
• separazione dell'aria per adsorbimento;
• separazione dell'aria per filtrazione a membrana.

Il processo di separazione criogenica dell'aria, messa a punto tra il 1901 e il 1910 dall'ingegnere tedesco Carl von Linde, prevede la distillazione frazionata dell'aria liquida che è costituita principalmente da azoto molecolare N₂ e ossigeno molecolare O₂. Questa operazione unitaria viene svolta intorno a 77,35 (pari a −195,8), in quanto a questa temperatura l'ossigeno biatomico è liquido mentre l'azoto molecolare è gassoso per cui è possibile separarli.

Apparecchiature per la produzione di ossigeno biatomico per separazione criogenica dell'aria.

Composti

A causa della sua elettronegatività l'ossigeno forma legami chimici con quasi tutti gli altri elementi e questa è l'origine della definizione di ossidazione. Gli unici elementi che sfuggono l'ossidazione sono elio, neon e argon.

Gli ossidi, come la ruggine, si formano quando l'ossigeno reagisce con altri elementi.

L'ossigeno si lega in modi diversi a seconda dell'elemento e delle condizioni: crea infatti ossidi, perossidi, superossidi o idrossidi. L'ossido più comune è il monossido di diidrogeno, l'acqua (H₂O). Altri esempi includono i composti di carbonio e ossigeno quali: il biossido di carbonio (CO₂), gli alcoli (R-OH), le aldeidi (R-CHO), e gli acidi carbossilici (R-COOH).

Anioni ossigenati, quali i clorati (ClO−3), i perclorati (ClO−4), i cromati (CrO2−4), i dicromati (Cr₂O2−7), i permanganati (MnO−4) e i nitrati (NO−3), sono forti agenti ossidanti. Molti metalli si legano ad atomi di ossigeno generando vari composti, per esempio il ferro dà luogo all'ossido di ferro(3+) (Fe₂O₃), comunemente chiamato ruggine.

Applicazioni

L'ossigeno trova un impiego considerevole come ossidante e comburente; solo il fluoro possiede un'elettronegatività superiore.
L'ossigeno biatomico O₂: è utilizzato in forma liquida come ossidante nella propulsione dei razzi; è essenziale per la respirazione e quindi viene utilizzato in medicina; viene utilizzato come riserva d'aria negli aeroplani o per le ascensioni alpinistiche ad alta quota; è usato nella saldatura e nella produzione di acciaio e metanolo. Per la sua proprietà di rimanere allo stato liquido se mantenuto a una pressione blanda (4), può venire stoccato in grandi quantità in bombole opportunamente predisposte; attraverso un corpo vaporizzante (o riscaldatore), viene poi gassificato per essere immesso in linee di distribuzione in forma gassosa.

Una delle applicazioni più importanti dell'O₂ in ambito terapeutico, ospedaliero e subacqueo è l'ossigenoterapia e l'ossigenoterapia iperbarica, attraverso cui è possibile curare e/o accelerare i processi curativi di una lunga serie di patologie di vario genere oltre a quelle da decompressione tipiche dei palombari e dei sommozzatori. Per pazienti con difficoltà respiratorie si usano maschere speciali ad O₂ che ne aumentano la concentrazione nell'aria inspirata. Alla base di queste applicazioni sta il principio secondo cui la trasportabilità dell'O₂ nel sangue aumenta con la sua pressione parziale.

Essendo un farmaco a tutti gli effetti (Dgs 219/06), da maggio 2010 l'O₂ utilizzato in ambito ospedaliero dopo essere stato prodotto per distillazione frazionata viene trattato ulteriormente ed analizzato. Una volta verificate le sue caratteristiche, che devono essere come quelle riportate nella Farmacopea Ufficiale, viene "etichettato" con un numero di lotto come avviene per i farmaci, viene indicata la data di scadenza (nel caso dell'O₂ medicinale è 5 anni) e consegnato alle strutture sanitarie attraverso un'operazione di "rilascio del lotto" sotto la completa responsabilità del farmacista dell'azienda che l'ha prodotto. Come farmaco a tutti gli effetti quindi, oltre che a possedere un AIC (Autorizzazione Immissione in Commercio) legata al tipo di confezionamento (bombola, cisterna, ecc.), deve essere somministrato dietro ricetta medica che ne indichi le modalità di somministrazione, la posologia e la durata della terapia.

Altri utilizzi dell'O₂ sono in miscele chiamate "stimolanti respiratori"; queste miscele sono composte principalmente da O₂ in fase gassosa (95%) e anidride carbonica (5%), e vengono utilizzate in ambito ospedaliero. Queste miscele hanno la peculiarità di permettere un'espulsione più rapida di molecole dannose dall'organismo, ad esempio nel caso di intossicazioni da monossido di carbonio (CO).

• 
  Saldatura con fiamma ossiacetilenica.
• 
  Camere iperbariche per ossigenoterapia.
• 
  Serbatoi esterni dello Space Shuttle contenenti H₂ e O₂, utilizzati per la propulsione del mezzo.
• 
  Un convertitore Bessemer; in esso il prodotto dell'altoforno viene fatto reagire con O₂ per produrre acciaio.

Precauzioni

Simboli di rischio chimico
pericolo
frasi H	270 - 280
frasi R	R 8
consigli P	244 - 220 - 370+376 - 403
frasi S	S 2-17
Le sostanze chimiche vanno manipolate con cautela
Avvertenze

Pericolo di esplosione o combustione

Una forte pressione parziale di O₂ può provocare combustioni spontanee, può accelerare le combustioni già in atto e produrre esplosioni se sono presenti buoni combustibili. Questo è vero anche per composti molto ricchi di ossigeno come clorati, perclorati, dicromati, ecc.

Ossigenocompatibilità

Etichettatura su una bombola d'ossigeno.

Quando si maneggia O₂ puro compresso, per evitare il rischio di combustioni o esplosioni, è necessario utilizzare attrezzature cosiddette ossigeno compatibili o pulite per ossigeno, cioè pulite accuratamente da ogni traccia di grassi e olii e in cui l'O₂ compresso non entra mai in contatto con materiali combustibili, ad esempio guarnizioni o metalli non compatibili.

Tossicità

L'ossigeno è un elemento molto instabile e quindi reagisce anche violentemente con gli altri elementi per aumentare la sua stabilità. La compatibilità con la vita in sua presenza è legata alla possibilità di adoperarlo come prezioso e potente reagente (è letteralmente un pozzo di elettroni) senza esserne danneggiati.

I viventi aerobi hanno strutture metaboliche che ne neutralizzino gli effetti dannosi. Gli effetti dannosi sono chiaramente evidenti invece nei viventi anaerobi che non hanno strutture di protezione fisiologiche e che sono distrutti dall'O₂ e che possono sopravvivere solo se dotati di barriere fisiche che ne impediscano il contatto.

Un'esposizione prolungata all'O₂ ad alte pressioni parziali è tossica, dato che supera i livelli di neutralizzazione, e può avere gravi conseguenze a livello polmonare e neurologico a seconda della pressione e del tempo di esposizione. Gli effetti polmonari includono perdita di capacità e danni ai tessuti. Gli effetti neurologici possono comprendere convulsioni, cecità e coma.

Tossicità dei composti

Composti dell'ossigeno come i perossidi, i superossidi e il suo allotropo ozono sono altamente reattivi e quindi letali per gli organismi.

Bibliografia

• Francesco Borgese, Gli elementi della tavola periodica. Rinvenimento, proprietà, usi. Prontuario chimico, fisico, geologico, Roma, CISU, 1993, ISBN 88-7975-077-1.
• R. Barbucci, A. Sabatini, P. Dapporto, Tavola periodica e proprietà degli elementi, Firenze, Edizioni V. Morelli, 1998 (archiviato dall'url originale il 22 ottobre 2010).
• Luigi Rolla, Chimica e mineralogia. Per le Scuole superiori, 29ª ed., Dante Alighieri, 1987.
• (EN) Mark J. Kirschner, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, "Oxygen", 6ª ed., Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a18_329, ISBN 3-527-30385-5.

Voci correlate

Chimica dell'ossigeno

• Ossigeno liquido
• Ossigeno solido
• Ozono
• Tetraossigeno
• Ossido
• Perossido
• Idrossido
• Ossiacidi
• Ossidazione
• Ossidrogeno

Enzimi

• Ossigenasi

Ossigeno in natura

• Ciclo dell'ossigeno
• Catastrofe dell'ossigeno

Effetti sul corpo umano

• Anossia
• Ipossia
• Ipossiemia
• Ossigenoterapia iperbarica
• Tossicità dell'ossigeno

Apparecchiature e dispositivi

• Autorespiratore a ossigeno
• Maschera dell'ossigeno
• Rebreather

Misure

• Ossigeno disciolto
• Domanda biochimica di ossigeno
• Domanda chimica di ossigeno
• Total oxygen demand

Ossigeno in enologia

• Microssigenazione

Altri progetti

Altri progetti

• Wikiquote
• Wikizionario
• Wikimedia Commons

• Wikiquote contiene citazioni sull'ossigeno
• Wikizionario contiene il lemma di dizionario «ossigeno»
• Wikimedia Commons contiene immagini o altri file sull'ossigeno

Collegamenti esterni

• ossigeno, su Treccani.it – Enciclopedie on line, Istituto dell'Enciclopedia Italiana.
• (EN) Robert C. Brasted, oxygen, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
• Preparazione dell'ossigeno, su itchiavari.org.