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Ossigeno

 

Descrizione

L'ossigeno è l'elemento chimico della tavola periodica degli elementi, che ha come simbolo O e come numero atomico 8. Il nome viene dal greco: οξύς (oxys) (acido, letteralmente: appuntito) e la radice γεν che significa "generare". L'elemento è comune e si trova non solo sulla Terra ma in tutto l'universo. L'ossigeno libero, come lo si trova sulla Terra, è termodinamicamente instabile, ma esiste grazie all'azione della fotosintesi delle piante. L'ossigeno è l'elemento chimico più comune della crosta terrestre rappresentandone circa il 47% della massa, mentre nell'atmosfera è in percentuale del 21%.

 

Cenni storici

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

 

Caratteristiche

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

L'ossigeno liquido e solido hanno colore azzurro e sono entrambi altamente paramagnetici. 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 (le reazioni avvengono solo se si ha conservazione del numero quantico di spin).

 

Generalità

- Simbolo: O;

- Numero atomico: 8;

- Serie: non metalli;

- Gruppo: 16 (VIA);

- Periodo: 2;

- Blocco: p;

- Densità/durezza: 1,429 kg/m³ a 273K.

 

Proprietà atomiche

- Peso atomico: 15,9994 amu;

- 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: −2, −1 (neutro) e −½ (superossido);

- 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;

- Punto triplo: −218,787°C a 151,99 Pa;

- 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 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: 1313,9 kJ/mol;

- Energia di seconda ionizzazione: 3388,3 kJ/mol;

- Energia di terza ionizzazione: 5300,5 kJ/mol;

- Energia di quarta ionizzazione: 6222,7 kJ/mol;

- Energia di quinta ionizzazione: 7469,2 kJ/mol.

 

Disponibilità

L'ossigeno è l'elemento più abbondante della crosta terrestre, 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 O2 o O3, ozono). I composti di ossigeno, in particolare ossidi metallici, silicati (SiO44-) e carbonati (CO32-), 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 ben scarso nei pianeti gassosi.

 

Produzione

Preparazione in laboratorio

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

2KClO3 → 2KCl + 3O2

 

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

 

Preparazione industriale

A livello industriale, l'ossigeno si ottiene attraverso la distillazione frazionata dell'aria liquida (che è costituita principalmente da azoto e ossigeno). Tale operazione unitaria viene svolta intorno a 77,35 K (pari a -195,8°C), in quanto a tale temperatura l'ossigeno è liquido mentre l'azoto è gassoso, per cui è possibile separarli. Essendo un farmaco a tutti gli effetti (D.Lgs 219/06), l'Ossigeno utilizzato in ambito ospedaliero, dopo essere stato prodotto per distillazione frazionata, viene trattato ulteriormente ed analizzato. Una volta verificate le caratteristiche riportate nella Farmacopea Ufficiale, viene "etichettato" con un numero di lotto, come avviene per i farmaci, e consegnato alle strutture sanitarie attraverso un'operazione di "rilascio del lotto", sotto la completa responsabilità del Farmacista dell'azienda che ha prodotto l'Ossigeno.

 

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 i gas nobili (tra cui elio, neon e argon).

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 idrogeno", 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).

Radicali ossigenati, quali i clorati (ClO3-), i perclorati (ClO4-), i cromati (CrO42-), i dicromati (Cr2O72-), 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.

Oltre alla 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'ossigeno liquido.

 

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 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.

 

Applicazioni

L'ossigeno trova un impiego considerevole come ossidante e comburente; solo il fluoro possiede un'elettronegatività superiore. L'ossigeno liquido è utilizzato come ossidante nella propulsione dei razzi. L'ossigeno è essenziale per la respirazione, e quindi viene utilizzato in medicina, e come riserva d'aria negli aeroplani o per le ascensioni alpinistiche ad alta quota. L'ossigeno 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 tank opportunamente predisposti; attraverso un corpo vaporizzante (o riscaldatore), viene poi gassificato per essere immesso in linee di distribuzione in forma gassosa.

L'ossigeno è un blando euforizzante. Nel XIX secolo, veniva usata una miscela di ossigeno e protossido d'azoto (il cosiddetto "gas esilarante") per ottenere una specie di effetto analgesico.

Altri utilizzi dell'Ossigeno sono in miscele chiamate "stimolanti respiratori"; tali miscele sono composte principalmente dal 95% di Ossigeno in fase gassosa ed il resto Anidride Carbonica, e vengono utilizzate in ambito ospedaliero.

 

Biologia

La trasportabilità dell'ossigeno nel sangue aumenta con la pressione: questo rende possibile usare in medicina camere iperbariche per la cura di una serie di patologie (oltre a quelle da decompressione tipiche dei palombari e dei sommozzatori). Per pazienti con difficoltà respiratorie si usano maschere speciali ad ossigeno che ne aumentano la concentrazione nell'aria inspirata.

 

Precauzioni

Pericolo di esplosione o combustione

Una forte pressione parziale di ossigeno 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... L'Ossigeno puro infatti è un potentissimo comburente (un "acceleratore di combustione"); ciò fa si che, in presenza di atmosfere pesantemente sovraossigenate (oltre al 25%), basta un innesco anche blando (una scarica elettrostatica, magari causata dallo sfregamento di un maglione sintetico), per scatenare un incendio molto difficile da domare.

 

Ossigenocompatibilità

Quando si maneggia ossigeno 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 nelle quali l'ossigeno compresso non entra mai in contatto con materiali combustibili (ad es. guarnizioni o metalli non compatibili).

 

Tossicità dell'ossigeno

Occorre ricordare che l'ossigeno è fra i componenti più aggressivi e tossici esistenti in natura. Tale sua caratteristica deriva dalla sua instabilità che lo porta ad essere violentemente tendente a legarsi a quasi tutti i composti. 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'ossigeno, o possono sopravvivere solo se dotati di barriere fisiche che ne impediscano il contatto.

Un'esposizione prolungata all'ossigeno puro 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 composti

Composti di ossigeno come l'ozono, i perossidi e i superossidi sono altamente tossici.

 

Voci correlate

- Chimica;

- Fisica;

- Molecola;

- Ossidazione;

- Biologia;

- Fermentazione;

- Respirazione;

- Combustione;

- Fuoco;

- Atmosfera;

 

 

 

 

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