Ossigeno

elemento chimico con numero atomico 8
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Ossigeno
   

8
O
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
   
azoto ← ossigeno → fluoro
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 K
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico 15,9994 
Raggio atomico (calc.) 60 pm
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 K (−222,8 °C )
Punto di ebollizione 90,18 K (−182,97 °C)
Punto critico −118,57 °C a 5,04295 MPa [1]
Punto triplo −218,787 °C a 151,99 Pa[1]
Volume molare 17,36 × 10−3  m³/mol
Entalpia di vaporizzazione 3,4099 kJ/mol
Calore di fusione 0,22259 kJ/mol
Velocità del suono 317,5 m/s 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 facilmente forma ossidi con la maggior parte degli elementi, così come altri composti.[2] Per massa, l'ossigeno è il terzo elemento più abbondante dell'universo, dopo l'idrogeno e l'elio.[3] A temperatura e pressione standard due atomi dell'elemento si legano per formare un diossido, un gas diatomico incolore e inodore con formula chimica O2 che costituisce il 20,8% dell'atmosfera terrestre.[4] È, inoltre, l'elemento chimico più comune della crosta terrestre rappresentandone circa il 47% della massa (legato ad altri elementi).[5]

La 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. Al contrario, l'ossigeno viene costantemente ripristinato dalla fotosintesi delle piante, che utilizza 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 e lo strato di ozono presente ad alta quota aiuta a proteggere la biosfera da queste radiazioni. Tuttavia, vicino alla superficie terrestre, l'ozono è considerato un inquinante ed è un sottoprodotto dello smog.

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,[6] 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».[7] Questo perché al momento della denominazione si riteneva erroneamente che tutti gli acidi richiedessero ossigeno nella loro composizione.

Comunemente l'ossigeno viene utilizzato per il riscaldamento residenziale, per i motori a combustione interna, per la produzione di acciaio, di plastica, per la brasatura, per la saldatura e il taglio di alcuni metalli, come propellente per i razzi, per l'ossigenoterapia e per il sistema di supporto vitale degli aeromobili, dei sottomarini, dei veicoli spaziali e per permettere le attività subacque.

Indice

Cenni storiciModifica

L'ossigeno venne scoperto dal farmacista svedese Karl Wilhelm Scheele nel 1771, ma la scoperta non venne immediatamente riconosciuta, 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.

IsotopiModifica

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 questo isotopo sia presente per circa il 99%: questa è una conseguenza del fatto che come riferimento per il calcolo delle masse è stato scelto il carbonio-12 e che per motivi relativistici si ha un difetto di massa nella sintesi degli elementi più pesanti.

La formazione del nucleo avviene infatti con una diminuzione di massa e una liberazione di energia, causata dalla fusione nucleare.

AllotropiModifica

Ossigeno biatomicoModifica

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 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 una 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 tali reazioni avvengono senza la conservazione del numero quantico totale di spin.

OzonoModifica

  Lo stesso argomento in dettaglio: Ozono.

TetraossigenoModifica

  Lo stesso argomento in dettaglio: Tetraossigeno.

DisponibilitàModifica

L'ossigeno è l'elemento più abbondante della crosta terrestre,[8] si stima che ammonti al 46,7%. 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. Le calotte polari di Marte sono composte da anidride carbonica congelata. 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.[9] Un dimero della molecola di ossigeno (O2)2 si trova come componente minore nell'O2 liquido.

ProduzioneModifica

Preparazione in laboratorioModifica

La preparazione dell'ossigeno biatomico O2 in laboratorio avviene attraverso reazioni endotermiche che coinvolgono composti ossigenati, ad esempio:[10]

2KClO3 → 2KCl + 3O2

tale reazione ha carattere esplosivo, per cui viene condotta a bassa temperatura su catalizzatore a base di biossido di manganese (MnO2).[10]

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

Preparazione industrialeModifica

  Lo stesso argomento in dettaglio: Frazionamento dell'aria.

A livello industriale, è possibile ottenere ossigeno biatomico attraverso:

Il processo di separazione criogenica dell'aria, messa a punto tra il 1901 e il 1910 dall'ingegnere tedesco Carl von Linde,[11] prevede la distillazione frazionata dell'aria liquida (che è costituita principalmente da azoto molecolare N2 e ossigeno molecolare O2). Tale operazione unitaria viene svolta intorno a 77,35 K (pari a −195,8 °C ), in quanto a tale temperatura l'ossigeno biatomico è liquido mentre l'azoto molecolare è gassoso, per cui è possibile separarli.[14]

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

CompostiModifica

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.[8]

 
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", che altro non è che 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 (ClO3), i perclorati (ClO4), i cromati (CrO2−4), i dicromati (Cr2O2−7), i permanganati (MnO4) e i nitrati (NO3) – sono forti agenti ossidanti. Molti metalli come il ferro si legano ad atomi di ossigeno, generando vari composti come l'ossido di ferro(3+) (Fe2O3), comunemente chiamato ruggine.

ApplicazioniModifica

L'ossigeno trova un impiego considerevole come ossidante e comburente;[8] solo il fluoro possiede un'elettronegatività superiore.[7]
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 mantenersi allo stato liquido se mantenuto ad una pressione blanda (4 bar ), 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 il quale la trasportabilità dell'O2 nel sangue aumenta con la pressione.

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 caratteristiche dello stesso 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…), 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"; tali miscele sono composte principalmente da O2 in fase gassosa (95%) e anidride carbonica (5%), e vengono utilizzate in ambito ospedaliero. Tali 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).

PrecauzioniModifica

Simboli di rischio chimico
   
pericolo
frasi H 270 - 280
frasi R R 8
consigli P 244 - 220 - 370+376 - 403 [15]
frasi S S 2-17

Le sostanze chimiche
vanno manipolate con cautela
Avvertenze

Pericolo di esplosione o combustioneModifica

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.

OssigenocompatibilitàModifica

 
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[16], cioè pulite accuratamente da ogni traccia di grassi e olii e nelle quali l'O2 compresso non entra mai in contatto con materiali combustibili (ad esempio guarnizioni o metalli non compatibili).

TossicitàModifica

  Lo stesso argomento in dettaglio: Tossicità dell'ossigeno.

Come precedentemente detto, l'ossigeno è un elemento molto instabile e quindi reagisce anche violentemente con gli altri elementi per aumentare la propria 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.

Il meccanismo dei viventi aerobi è quello di avere 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, o 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 provocare, a seconda della pressione e del tempo di esposizione, conseguenze a livello polmonare e neurologico. Gli effetti polmonari includono perdita di capacità e danni ai tessuti. Gli effetti neurologici possono comprendere convulsioni, cecità e coma.

Tossicità dei compostiModifica

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

NoteModifica

  1. ^ a b Scheda ossigeno della Sapio (PDF), cms.sapio.it.
  2. ^ WebElements: the periodic table on the web – Oxygen: electronegativities, WebElements.com. URL consultato il 7 novembre 2011.
  3. ^ WebElements: the periodic table on the web – Oxygen: electronegativities, WebElements.com. URL consultato il 7 novembre 2011.
  4. ^ Cook & Lauer 1968, p.500
  5. ^ Oxygen, Los Alamos National Laboratory. URL consultato il 16 dicembre 2007 (archiviato dall'url originale il 26 ottobre 2007).
  6. ^ G. D. Parks e J. W. Mellor, Mellor's Modern Inorganic Chemistry, 6th, London, Longmans, Green and Co., 1939.
  7. ^ a b Rolla, p. 283
  8. ^ a b c Rolla, p. 284
  9. ^ Rolla, p. 287
  10. ^ a b Rolla, p. 285
  11. ^ a b Ullmann's, cap. 4.1
  12. ^ Ullmann's, cap. 4.2
  13. ^ Ullmann's, cap. 4.3
  14. ^ Rolla, p. 286
  15. ^ scheda dell'ossigeno su IFA-GESTIS, gestis-en.itrust.de.
  16. ^ (EN) U.S. Navy Diving Manual (PDF), in Naval Sea Systems Command, United States. Naval Sea Systems Command, 2008, 6ª edizione, ISBN 1-57980-454-3.

BibliografiaModifica

Voci correlateModifica

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