Oxigênio

Oxigênio,  ₈ O

Oxigênio líquido fervendo
Oxigênio
Alótropos	O 2 , O 3 ( ozônio )
Aparência	gás: líquido incolor e sólido: azul claro
Peso atômico padrão A r, std (O)	[15.999 03 , 15,999 77 ] convencional: 15.999 [1]
Abundância
na  crosta terrestre	461000 ppm
Oxigênio na tabela periódica
Hidrogênio Hélio Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro Argônio Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio Cromo Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo Krypton Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio Tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio Índio Lata Antimônio Telúrio Iodo Xenon Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio Neodímio Promécio Samário Europium Gadolínio Térbio Disprósio Holmium Erbium Túlio Itérbio Lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio Rênio Ósmio Iridium Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Liderar Bismuto Polônio Astatine Radon Francium Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio Americium Curium Berquélio Californium Einsteinium Fermium Mendelévio Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seabórgio Bohrium Hassium Meitnerium Darmstádio Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson - ↑ O ↓ S nitrogênio ← oxigênio → flúor
Número atômico ( Z )	8
Grupo	grupo 16 (calcogênios)
Período	período 2
Bloquear	bloco p
Configuração de elétron	[ He ] 2s 2 2p 4
Elétrons por camada	2, 6
Propriedades físicas
Fase em  STP	gás
Ponto de fusão	(O 2 ) 54,36  K (-218,79 ° C, -361,82 ° F)
Ponto de ebulição	(O 2 ) 90,188 K (−182,962 ° C, −297,332 ° F)
Densidade (em STP)	1,429 g / L
quando líquido (em  bp )	1,141 g / cm 3
Ponto Triplo	54,361 K, 0,1463 kPa
Ponto crítico	154,581 K, 5,043 MPa
Calor de fusão	(O 2 ) 0,444  kJ / mol
Calor da vaporização	(O 2 ) 6,82 kJ / mol
Capacidade de calor molar	(O 2 ) 29,378 J / (mol · K)
Pressão de vapor P  (Pa) 1 10 100 1 mil 10 k 100 k em  T  (K)       61 73 90
Propriedades atômicas
Estados de oxidação	-2 , -1 , 0 , +1 , +2
Eletro-negatividade	Escala de Pauling: 3,44
Energias de ionização	1o: 1313,9 kJ / mol 2º: 3388,3 kJ / mol 3º: 5300,5 kJ / mol ( mais )
Raio covalente	66 ±  14h
Raio de Van der Waals	152 pm
Linhas espectrais de oxigênio
Outras propriedades
Ocorrência natural	primordial
Estrutura de cristal	cúbico
Velocidade do som	330 m / s (gás, a 27 ° C)
Condutividade térmica	26,58 × 10 −3   W / (m⋅K)
Ordenação magnética	paramagnético
Suscetibilidade magnética molar	+3 449 .0 × 10 −6  cm 3 / mol (293 K) [2]
Número CAS	7782-44-7
História
Descoberta	Carl Wilhelm Scheele (1771)
Nomeado por	Antoine Lavoisier (1777)
Principais isótopos de oxigênio
Isótopo Abundância Meia-vida ( t 1/2 ) Modo de decaimento produtos 16 O 99,76% estábulo 17 O 0,04% estábulo 18 O 0,20% estábulo
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Oxigênio é o elemento químico com o símbolo  O e número atômico 8. É um membro do grupo calcogênio na tabela periódica , um não metal altamente reativo e um agente oxidante que forma óxidos prontamente com a maioria dos elementos, bem como com outros compostos . O oxigênio é o elemento mais abundante da Terra e, depois do hidrogênio e do hélio , é o terceiro elemento mais abundante do universo. Na temperatura e pressão padrão , dois átomos do elemento ligam - se para formar dioxigênio , um gás diatômico incolor e inodoro com a fórmula O
₂. O gás oxigênio diatômico constitui atualmente 20,95% da atmosfera da Terra , embora isso tenha mudado consideravelmente ao longo de longos períodos de tempo. O oxigênio constitui quase metade da crosta terrestre na forma de óxidos. ^[3]

O oxigênio fornece a energia liberada na combustão ^[4] e na respiração celular aeróbica , ^[5] e muitas classes principais de moléculas orgânicas em organismos vivos contêm átomos de oxigênio, como proteínas , ácidos nucléicos , carboidratos e gorduras , assim como o principal constituinte inorgânico compostos de conchas, dentes e ossos de animais. A maior parte da massa dos organismos vivos é oxigênio como componente da água , o principal constituinte das formas de vida. O oxigênio é continuamente reabastecido na atmosfera da Terra pela fotossíntese, que usa a energia da luz solar para produzir oxigênio da água e dióxido de carbono. O oxigênio é muito reativo quimicamente para permanecer um elemento livre no ar sem ser continuamente reabastecido pela ação fotossintética dos organismos vivos. Outra forma ( alótropo ) de oxigênio, ozônio ( O
₃), absorve fortemente a radiação ultravioleta UVB e a camada de ozônio de grande altitude ajuda a proteger a biosfera da radiação ultravioleta . No entanto, o ozônio presente na superfície é um subproduto da poluição atmosférica e, portanto, um poluente.

O oxigênio foi isolado por Michael Sendivogius antes de 1604, mas é comumente acreditado que o elemento foi descoberto independentemente por Carl Wilhelm Scheele , em Uppsala , em 1773 ou antes, e Joseph Priestley em Wiltshire , em 1774. A prioridade é freqüentemente dada a Priestley porque seu o trabalho foi publicado primeiro. Priestley, entretanto, chamou o oxigênio de "ar deflogisticado" e não o reconheceu como um elemento químico. O nome oxigênio foi cunhado em 1777 por Antoine Lavoisier , que primeiro reconheceu o oxigênio como um elemento químico e caracterizou corretamente o papel que desempenha na combustão.

Os usos comuns do oxigênio incluem a produção de aço , plásticos e têxteis , brasagem, soldagem e corte de aços e outros metais , propelente de foguetes , terapia de oxigênio e sistemas de suporte de vida em aeronaves , submarinos , voos espaciais e mergulho .

História de estudo

Primeiros experimentos

Uma das primeiras experiências conhecidas sobre a relação entre combustão e ar foi conduzida pelo escritor grego do século 2 aC sobre mecânica, Filo de Bizâncio . Em seu trabalho Pneumatica , Philo observou que inverter um recipiente sobre uma vela acesa e circundar o pescoço do navio com água resultou em um pouco de água subindo para o pescoço. ^[6] Filo erroneamente supôs que partes do ar na embarcação foram convertidas no elemento fogo clássico e, portanto, foram capazes de escapar pelos poros do vidro. Muitos séculos depois, Leonardo da Vinci baseou-se na obra de Filo, observando que uma parte do ar é consumida durante a combustão erespiração . ^[7]

No final do século 17, Robert Boyle provou que o ar é necessário para a combustão. O químico inglês John Mayow (1641-1679) refinou este trabalho, mostrando que o fogo requer apenas uma parte do ar que ele chamou de spiritus nitroaereus . ^[8] Em um experimento, ele descobriu que colocar um rato ou uma vela acesa em um recipiente fechado sobre a água fez com que a água subisse e substituísse um quatorze avos do volume do ar antes de extinguir os objetos. ^[9] A partir disso, ele presumiu que o nitroaereus é consumido tanto na respiração quanto na combustão.

Mayow observou que o antimônio aumentava de peso quando aquecido e inferiu que o nitroaereo deve ter se combinado com ele. ^[8] Ele também pensava que os pulmões separam o nitroaere do ar e o passam para o sangue e que o calor animal e o movimento muscular resultam da reação do nitroaere com certas substâncias do corpo. ^[8] Relatos desses e de outros experimentos e ideias foram publicados em 1668 em seu trabalho Tractatus duo no trato "De respiratione". ^[9]

Teoria do flogisto

Robert Hooke , Ole Borch , Mikhail Lomonosov e Pierre Bayen produziram oxigênio em experimentos no século 17 e 18, mas nenhum deles o reconheceu como um elemento químico . ^[10] Isso pode ter sido em parte devido à prevalência da filosofia da combustão e corrosão chamada teoria do flogisto , que era então a explicação favorita para esses processos. ^[11]

Fundada em 1667 pelo alquimista alemão JJ Becher e modificada pelo químico Georg Ernst Stahl em 1731, ^{[12] a} teoria do flogisto afirmava que todos os materiais combustíveis eram feitos de duas partes. Uma parte, chamada flogístico, era desprendida quando a substância que a continha era queimada, enquanto a parte deflogisticada era considerada sua forma verdadeira, ou cal . ^[7]

Os materiais altamente combustíveis que deixam poucos resíduos , como madeira ou carvão, eram considerados feitos principalmente de flogisto; as substâncias não combustíveis que corroem, como o ferro, continham muito pouco. O ar não desempenhou um papel na teoria do flogístico, nem foram conduzidos experimentos quantitativos iniciais para testar a ideia; em vez disso, foi baseado em observações do que acontece quando algo queima, que os objetos mais comuns parecem ficar mais leves e parecem perder algo no processo. ^[7]

Descoberta

O alquimista , filósofo e médico polonês Michael Sendivogius (Michał Sędziwój) em sua obra De Lapide Philosophorum Tractatus duodecim e naturae fonte et manuali experientia depromti (1604) descreveu uma substância contida no ar, referindo-se a ela como 'cibus vitae' (alimento da vida , ^[13] ) e de acordo com o historiador polonês Roman Bugaj, esta substância é idêntica ao oxigênio. ^[14] Sendivogius, durante seus experimentos realizados entre 1598 e 1604, reconheceu adequadamente que a substância é equivalente ao subproduto gasoso liberado pela decomposição térmica do nitrato de potássio . Na visão de Bugaj, oo isolamento do oxigênio e a associação adequada da substância à parte do ar necessária à vida fornecem evidências suficientes para a descoberta do oxigênio por Sendivogius. ^[14] Esta descoberta de Sendivogius foi frequentemente negada pelas gerações de cientistas e químicos que o sucederam. ^[13]

Também é comumente afirmado que o oxigênio foi descoberto pela primeira vez pelo farmacêutico sueco Carl Wilhelm Scheele . Ele produziu gás oxigênio aquecendo o óxido de mercúrio (HgO) e vários nitratos em 1771-72. ^{[15] [16] [7]} Scheele chamou o gás de "ar de fogo" porque era então o único agente conhecido a apoiar a combustão. Ele escreveu um relato dessa descoberta em um manuscrito intitulado Tratado sobre o Ar e o Fogo , que enviou ao seu editor em 1775. Esse documento foi publicado em 1777. ^[17]

Nesse ínterim, em 1º de agosto de 1774, um experimento conduzido pelo clérigo britânico Joseph Priestley focalizou a luz do sol no óxido de mercúrio contido em um tubo de vidro, que liberou um gás que ele chamou de "ar deflogisticado". ^[16] Ele notou que as velas queimavam com mais intensidade no gás e que um rato era mais ativo e vivia mais enquanto o respirava . Depois de respirar o gás, Priestley escreveu: "A sensação que sentia em meus pulmões não era sensivelmente diferente da sensação do ar comum , mas imaginei que meu seio parecia peculiarmente leve e fácil por algum tempo depois." ^[10]Priestley publicou suas descobertas em 1775 em um artigo intitulado "Um relato de novas descobertas no ar", que foi incluído no segundo volume de seu livro intitulado Experimentos e observações em diferentes tipos de ar . ^{[7] [18]} Como ele publicou suas descobertas primeiro, Priestley geralmente recebe prioridade na descoberta.

O químico francês Antoine Laurent Lavoisier afirmou mais tarde ter descoberto a nova substância de forma independente. Priestley visitou Lavoisier em outubro de 1774 e contou-lhe sobre sua experiência e como ele liberou o novo gás. Scheele também enviou uma carta a Lavoisier em 30 de setembro de 1774, descrevendo sua descoberta da substância até então desconhecida, mas Lavoisier nunca reconheceu tê-la recebido. (Uma cópia da carta foi encontrada nos pertences de Scheele após sua morte.) ^[17]

Contribuição de Lavoisier

Lavoisier conduziu os primeiros experimentos quantitativos adequados sobre oxidação e deu a primeira explicação correta de como funciona a combustão. ^[16] Ele usou esses e outros experimentos semelhantes, todos iniciados em 1774, para desacreditar a teoria do flogisto e para provar que a substância descoberta por Priestley e Scheele era um elemento químico .

Em um experimento, Lavoisier observou que não houve aumento geral de peso quando o estanho e o ar foram aquecidos em um recipiente fechado. ^[16] Ele notou que o ar entrou rapidamente quando ele abriu o contêiner, o que indicava que parte do ar preso havia sido consumido. Ele também notou que o estanho havia aumentado de peso e esse aumento era igual ao peso do ar que voltava correndo. Essa e outras experiências de combustão foram documentadas em seu livro Sur la combustion en général , publicado em 1777. ^[16] Nesse trabalho, ele provou que o ar é uma mistura de dois gases; 'ar vital', que é essencial para a combustão e respiração, e azote (Gk. ἄζωτον"sem vida"), que também não suportava. Mais tarde, o azote se tornou nitrogênio em inglês, embora tenha mantido o nome anterior em francês e em várias outras línguas europeias. ^[16]

Etimologia

Lavoisier renomeou 'ar vital' para oxygène em 1777 das raízes gregas ὀξύς (oxys) ( ácido , literalmente "picante", do sabor de ácidos) e -γενής (-genēs) (produtor, literalmente gerador), porque ele acreditou erroneamente que o oxigênio era um constituinte de todos os ácidos. ^[19] Químicos (como Sir Humphry Davy em 1812) eventualmente determinaram que Lavoisier estava errado a esse respeito (o hidrogênio forma a base da química do ácido), mas a essa altura o nome já estava bem estabelecido. ^[20]

O oxigênio entrou na língua inglesa apesar da oposição dos cientistas ingleses e do fato de o inglês Priestley ter primeiro isolado o gás e escrito sobre ele. Isso se deve em parte a um poema que elogia o gás intitulado "Oxigênio" no popular livro The Botanic Garden (1791), de Erasmus Darwin , avô de Charles Darwin . ^[17]

História posterior

A hipótese atômica original de John Dalton presumia que todos os elementos eram monoatômicos e que os átomos nos compostos normalmente teriam as relações atômicas mais simples entre si. Por exemplo, Dalton presumiu que a fórmula da água era HO, levando à conclusão de que a massa atômica do oxigênio era 8 vezes a do hidrogênio, em vez do valor moderno de cerca de 16. ^[21] Em 1805, Joseph Louis Gay-Lussac e Alexander von Humboldt mostrou que a água é formada por dois volumes de hidrogênio e um volume de oxigênio; e em 1811 Amedeo Avogadro havia chegado à interpretação correta da composição da água, com base no que hoje é chamado de lei de Avogadro.e as moléculas elementares diatômicas nesses gases. ^{[22] [a]}

No final do século 19, os cientistas perceberam que o ar poderia ser liquefeito e seus componentes isolados, comprimindo-o e resfriando-o. Usando um método em cascata , o químico e físico suíço Raoul Pierre Pictet evaporou o dióxido de enxofre líquido para liquefazer o dióxido de carbono, que por sua vez foi evaporado para resfriar o gás oxigênio o suficiente para liquefazê-lo. Ele enviou um telegrama em 22 de dezembro de 1877 para a Academia Francesa de Ciências em Paris, anunciando sua descoberta do oxigênio líquido . ^[23] Apenas dois dias depois, o físico francês Louis Paul Cailletet anunciou seu próprio método de liquefazer o oxigênio molecular. ^[23]Apenas algumas gotas do líquido foram produzidas em cada caso e nenhuma análise significativa pôde ser conduzida. O oxigênio foi liquefeito em um estado estável pela primeira vez em 29 de março de 1883 por cientistas poloneses da Universidade Jagiellonian , Zygmunt Wróblewski e Karol Olszewski . ^[24]

Em 1891, o químico escocês James Dewar foi capaz de produzir oxigênio líquido suficiente para estudo. ^[25] O primeiro processo comercialmente viável para a produção de oxigênio líquido foi desenvolvido de forma independente em 1895 pelo engenheiro alemão Carl von Linde e pelo engenheiro britânico William Hampson. Os dois homens baixaram a temperatura do ar até que se liquefez e depois destilaram os gases componentes, fervendo-os um de cada vez e capturando-os separadamente. ^[26] Mais tarde, em 1901, a soldagem oxiacetileno foi demonstrada pela primeira vez pela queima de uma mistura de acetileno e O comprimido
₂. Esse método de soldagem e corte de metal tornou-se mais tarde comum. ^[26]

Em 1923, o cientista americano Robert H. Goddard se tornou a primeira pessoa a desenvolver um motor de foguete que queimava combustível líquido; o motor usava gasolina como combustível e oxigênio líquido como oxidante . Goddard voou com sucesso um pequeno foguete de combustível líquido 56 m a 97 km / h em 16 de março de 1926 em Auburn, Massachusetts , EUA. ^{[26] [27]}

Em laboratórios acadêmicos, o oxigênio pode ser preparado aquecendo-se o clorato de potássio misturado com uma pequena proporção de dióxido de manganês. ^[28]

Os níveis de oxigênio na atmosfera estão tendendo ligeiramente para baixo em todo o mundo, possivelmente por causa da queima de combustível fóssil. ^[29]

Características

Propriedades e estrutura molecular

Na temperatura e pressão padrão , o oxigênio é um gás incolor, inodoro e insípido com a fórmula molecular O
₂, referido como dioxigênio. ^[31]

Como o dioxigênio , dois átomos de oxigênio estão quimicamente ligados um ao outro. A ligação pode ser descrita de várias maneiras com base no nível da teoria, mas é razoavelmente e simplesmente descrita como uma ligação dupla covalente que resulta do preenchimento dos orbitais moleculares formados a partir dos orbitais atômicos dos átomos de oxigênio individuais, cujo preenchimento resulta em uma ligação ordem de dois. Mais especificamente, a ligação dupla é o resultado de sequencial, energia baixa a alta, ou Aufbau , preenchimento de orbitais e o cancelamento resultante das contribuições dos elétrons 2s, após o preenchimento sequencial de σ e σ ^* baixosorbitais; σ sobreposição dos dois orbitais atômicos 2p que se encontram ao longo do eixo molecular OO e π sobreposição de dois pares de orbitais atômicos 2p perpendiculares ao eixo molecular OO e, em seguida, cancelamento das contribuições dos dois restantes dos seis elétrons 2p após seu preenchimento parcial dos orbitais π e π ^* mais baixos . ^[30]

Essa combinação de cancelamentos e sobreposições de σ e π resulta no caráter e reatividade da ligação dupla do dioxigênio e em um estado fundamental eletrônico tripleto . Uma configuração de elétrons com dois elétrons desemparelhados, como é encontrada em orbitais de dioxigênio (veja os orbitais π * preenchidos no diagrama) que são de energia igual - isto é, degenerados - é uma configuração denominada estado de tripleto de spin . Portanto, o estado fundamental do O
₂molécula é conhecida como oxigênio tripleto . ^{[32] [b]} Os orbitais parcialmente preenchidos de maior energia são anti-aglutinantes e, portanto, seu preenchimento enfraquece a ordem de ligação de três para dois. Por causa de seus elétrons desemparelhados, o oxigênio tripleto reage apenas lentamente com a maioria das moléculas orgânicas, que têm spins de elétrons emparelhados; isso evita a combustão espontânea. ^[4]

Na forma tripla, O
₂as moléculas são paramagnéticas . Ou seja, eles conferem caráter magnético ao oxigênio quando ele está na presença de um campo magnético, por causa dos momentos magnéticos de spin dos elétrons desemparelhados na molécula e da energia de troca negativa entre os vizinhos O
₂moléculas. ^[25] O oxigênio líquido é tão magnético que, em demonstrações de laboratório, uma ponte de oxigênio líquido pode ser sustentada contra seu próprio peso entre os pólos de um poderoso ímã. ^{[33] [c]}

Oxigênio singlete é um nome dado a várias espécies de alta energia de O molecular
₂em que todos os spins do elétron estão emparelhados. É muito mais reativo com moléculas orgânicas comuns do que o oxigênio molecular normal (tripleto). Na natureza, o oxigênio singlete é comumente formado a partir da água durante a fotossíntese, usando a energia da luz solar. ^[34] Também é produzido na troposfera pela fotólise do ozônio pela luz de comprimento de onda curto ^[35] e pelo sistema imunológico como fonte de oxigênio ativo. ^[36] Carotenóides em organismos fotossintéticos (e possivelmente animais) desempenham um papel importante na absorção de energia do oxigênio singlete e convertendo-o ao estado fundamental não excitado antes que possa causar danos aos tecidos. ^[37]

Alótropos

O alótropo comum de oxigênio elementar na Terra é chamado de dioxigênio , O
₂, a maior parte do oxigênio atmosférico da Terra (veja Ocorrência ). O ₂ tem um comprimento de ligação de 121  pm e uma energia de ligação de 498  kJ / mol , ^[38] que é menor do que a energia de outras ligações duplas ou pares de ligações simples na biosfera e responsável pela reação exotérmica de O ₂ com qualquer molécula orgânica. ^{[4] [39]} Devido ao seu conteúdo de energia, O ₂ é usado por formas complexas de vida, como animais, na respiração celular . Outros aspectos de O
₂ são abordados no restante deste artigo.

Trioxigênio ( O
₃) é geralmente conhecido como ozônio e é um alótropo muito reativo de oxigênio que causa danos ao tecido pulmonar. ^{[40] O} ozônio é produzido na alta atmosfera quando O
₂combina com oxigênio atômico feito pela divisão de O
₂por radiação ultravioleta (UV). ^[19] Como o ozônio é fortemente absorvido na região UV do espectro , a camada de ozônio da alta atmosfera funciona como um escudo protetor de radiação para o planeta. ^[19] Perto da superfície da Terra, é um poluente formado como um subproduto do escapamento de automóveis . ^[40] Em baixas altitudes da órbita terrestre , oxigênio atômico suficiente está presente para causar corrosão da espaçonave . ^[41]

A molécula metaestável tetraoxigênio ( O
₄) foi descoberto em 2001, ^{[42] [43]} e presumiu-se que existia em uma das seis fases do oxigênio sólido . Foi comprovado em 2006 que esta fase, criada pela pressurização de O
₂a 20  GPa , é na verdade um O romboédrico
₈ cluster . ^[44] Este cluster tem o potencial de ser um oxidante muito mais poderoso do que qualquer O
₂ou O
₃e pode, portanto, ser usado como combustível de foguete . ^{[42] [43]} Uma fase metálica foi descoberta em 1990 quando o oxigênio sólido é submetido a uma pressão acima de 96 GPa ^[45] e foi mostrado em 1998 que em temperaturas muito baixas, esta fase se torna supercondutora . ^[46]

Propriedades físicas

O oxigênio se dissolve mais prontamente na água do que o nitrogênio, e na água doce mais prontamente do que na água do mar. Água em equilíbrio com o ar contém aproximadamente 1 molécula de O dissolvido
₂para cada 2 moléculas de N
₂(1: 2), em comparação com uma razão atmosférica de aproximadamente 1: 4. A solubilidade do oxigênio na água é dependente da temperatura e cerca de duas vezes mais (14,6 mg · L ^-1 ) dissolve-se a 0 ° C do que a 20 ° C (7,6 mg · L ^-1 ). ^{[10] [47]} A 25 ° C e 1 atmosfera padrão (101,3  kPa ) de ar, a água doce contém cerca de 6,04  mililitros  (mL) de oxigênio por litro e a água do mar contém cerca de 4,95 mL por litro. ^[48] A 5 ° C, a solubilidade aumenta para 9,0 mL (50% a mais do que a 25 ° C) por litro para água doce e 7,2 mL (45% a mais) por litro para água do mar.

Gás oxigênio dissolvido na água ao nível do mar
(mililitros por litro)

	5 ° C	25 ° C
Água fresca	9,00	6,04
Água do mar	7,20	4,95

O oxigênio condensa a 90,20  K (−182,95 ° C, −297,31 ° F) e congela a 54,36 K (−218,79 ° C, −361,82 ° F). ^[49] O líquido e o sólido O
₂são substâncias claras com uma cor azul celeste clara causada pela absorção no vermelho (em contraste com a cor azul do céu, que é devido à dispersão de luz azul de Rayleigh ). Líquido de alta pureza O
₂é geralmente obtido pela destilação fracionada de ar liquefeito. ^[50] O oxigênio líquido também pode ser condensado do ar usando nitrogênio líquido como refrigerante. ^[51]

O oxigênio líquido é uma substância altamente reativa e deve ser segregado dos materiais combustíveis. ^[51]

A espectroscopia de oxigênio molecular está associada aos processos atmosféricos de aurora e airglow . ^[52] A absorção no continuum de Herzberg e nas bandas de Schumann – Runge no ultravioleta produz oxigênio atômico que é importante na química da atmosfera intermediária. ^[53] O oxigênio molecular singlete em estado excitado é responsável pela quimioluminescência vermelha em solução. ^[54]

Isótopos e origem estelar

O oxigênio de ocorrência natural é composto por três isótopos estáveis , ¹⁶ O , ¹⁷ O e ¹⁸ O , sendo ¹⁶ O o mais abundante (99,762% de abundância natural ). ^[55]

A maior parte do ¹⁶ O é sintetizada no final do processo de fusão do hélio em estrelas massivas, mas parte é feita no processo de queima do néon . ^{[56] 17} O é feito principalmente pela queima de hidrogênio em hélio durante o ciclo CNO , tornando-se um isótopo comum nas zonas de queima de hidrogênio das estrelas. ^[56] A maior parte do ¹⁸ O é produzida quando o ¹⁴ N (tornado abundante a partir da queima do CNO) captura um núcleo ⁴ He , tornando o ¹⁸ O comum nas zonas ricas em hélio de estrelas massivas evoluídas .^[56]

Quatorze radioisótopos foram caracterizados. Os mais estáveis ​​são ¹⁵ O com meia-vida de 122,24 segundos e ¹⁴ O com meia-vida de 70,606 segundos. ^[55] Todos os isótopos radioativos restantes têm meia-vida inferior a 27 se a maioria deles tem meia-vida inferior a 83 milissegundos. ^[55] O modo de decaimento mais comum dos isótopos mais leves do que ¹⁶ O é o decaimento β ^{+ [57] [58] [59]} para produzir nitrogênio, e o modo mais comum para os isótopos mais pesados ​​do que ¹⁸ O édecaimento beta para produzir flúor . ^[55]

Ocorrência

Dez elementos mais comuns na Via Láctea estimados espectroscopicamente ^[60]

Z	Elemento	Fração de massa em partes por milhão
1	Hidrogênio	739.000	71 × massa de oxigênio (barra vermelha)
2	Hélio	240.000	23 × massa de oxigênio (barra vermelha)
8	Oxigênio	10.400	10400
6	Carbono	4.600	4600
10	Néon	1.340	1340
26	Ferro	1.090	1090
7	Azoto	960	960
14	Silício	650	650
12	Magnésio	580	580
16	Enxofre	440	440

O oxigênio é o elemento químico mais abundante em massa na biosfera terrestre , no ar, no mar e na terra. O oxigênio é o terceiro elemento químico mais abundante no universo, depois do hidrogênio e do hélio. ^[61] Cerca de 0,9% da massa do Sol é oxigênio. ^{[16] O} oxigênio constitui 49,2% da crosta terrestre em massa ^[62] como parte de compostos óxidos como o dióxido de silício e é o elemento mais abundante em massa na crosta terrestre . É também o principal componente dos oceanos do mundo (88,8% em massa). ^[16] O gás oxigênio é o segundo componente mais comum da atmosfera terrestre, ocupando 20,8% do seu volume e 23,1% da sua massa (cerca de 10 ¹⁵ toneladas). ^{[16] [63] [d] A} Terra é incomum entre os planetas do Sistema Solar por ter uma alta concentração de gás oxigênio em sua atmosfera: Marte (com 0,1% O
₂por volume) e Vênus têm muito menos. O O
₂ em torno desses planetas é produzida apenas pela ação da radiação ultravioleta em moléculas que contêm oxigênio, como o dióxido de carbono.

A concentração incomumente alta de gás oxigênio na Terra é o resultado do ciclo do oxigênio . Este ciclo biogeoquímico descreve o movimento do oxigênio dentro e entre seus três principais reservatórios na Terra: a atmosfera, a biosfera e a litosfera . O principal fator de condução do ciclo do oxigênio é a fotossíntese , que é responsável pela atmosfera da Terra moderna. A fotossíntese libera oxigênio na atmosfera, enquanto a respiração , a decomposição e a combustão o removem da atmosfera. No equilíbrio atual, produção e consumo ocorrem na mesma taxa. ^[64]

O oxigênio livre também ocorre em solução nos corpos d'água do mundo. O aumento da solubilidade de O
₂em temperaturas mais baixas (consulte Propriedades físicas ) tem implicações importantes para a vida oceânica, pois os oceanos polares suportam uma densidade de vida muito maior devido ao seu maior conteúdo de oxigênio. ^[65] A água poluída com nutrientes de plantas, tais como nitratos ou fosfatos podem estimular o crescimento de algas por um processo chamado eutrofização e a deterioração destes organismos e outros biomateriais pode reduzir o ó
₂conteúdo em corpos d'água eutróficos. Os cientistas avaliam este aspecto da qualidade da água medindo a demanda bioquímica de oxigênio da água , ou a quantidade de O
₂precisava restaurá-lo para uma concentração normal. ^[66]

Análise

Os paleoclimatologistas medem a proporção de oxigênio-18 e oxigênio-16 nas conchas e esqueletos de organismos marinhos para determinar o clima há milhões de anos (ver ciclo da proporção de isótopos de oxigênio ). As moléculas de água do mar que contêm o isótopo mais leve , o oxigênio-16, evaporam a uma taxa um pouco mais rápida do que as moléculas de água que contêm o oxigênio-18 12% mais pesado, e essa disparidade aumenta em temperaturas mais baixas. ^[67]Durante os períodos de temperaturas globais mais baixas, a neve e a chuva dessa água evaporada tendem a ter mais oxigênio-16, e a água do mar deixada para trás tende a ter mais oxigênio-18. Os organismos marinhos, então, incorporam mais oxigênio-18 em seus esqueletos e conchas do que fariam em um clima mais quente. ^{[67] Os} paleoclimatologistas também medem diretamente essa proporção nas moléculas de água de amostras de gelo com centenas de milhares de anos.

Geólogos planetários mediram as quantidades relativas de isótopos de oxigênio em amostras da Terra , da Lua , de Marte e de meteoritos , mas por muito tempo foram incapazes de obter valores de referência para as razões de isótopos no Sol , que se acredita serem as mesmas do primordial nebulosa solar . A análise de uma pastilha de silício exposta ao vento solar no espaço e devolvida pela nave Genesis acidentada mostrou que o Sol tem uma proporção maior de oxigênio-16 do que a Terra. A medição implica que um processo desconhecido esgotou o oxigênio-16 do Soldisco de material protoplanetário antes da coalescência dos grãos de poeira que formaram a Terra. ^[68]

O oxigênio apresenta duas bandas de absorção espectrofotométrica com pico nos comprimentos de onda 687 e 760  nm . Alguns cientistas de sensoriamento remoto propuseram o uso da medição da radiância proveniente das copas da vegetação nessas bandas para caracterizar o estado de saúde das plantas a partir de uma plataforma de satélite . ^[69] Esta abordagem explora o fato de que nessas bandas é possível discriminar a refletância da vegetação de sua fluorescência , que é muito mais fraca. A medição é tecnicamente difícil devido à baixa relação sinal-ruído e à estrutura física da vegetação; mas foi proposto como um possível método de monitoramento dociclo do carbono de satélites em escala global.

Produção biológica e papel do O ₂

Fotossíntese e respiração

Na natureza, o oxigênio livre é produzido pela divisão da água provocada pela luz durante a fotossíntese oxigenada . De acordo com algumas estimativas, algas verdes e cianobactérias em ambientes marinhos fornecem cerca de 70% do oxigênio livre produzido na Terra, e o restante é produzido por plantas terrestres. ^[70] Outras estimativas da contribuição oceânica para o oxigênio atmosférico são mais altas, enquanto algumas estimativas são mais baixas, sugerindo que os oceanos produzem ~ 45% do oxigênio atmosférico da Terra a cada ano. ^[71]

Uma fórmula geral simplificada para fotossíntese é: ^[72]

6 CO
2+ 6 H
₂O + fótons → C
₆H
₁₂O
₆+ 6 O
₂

ou simplesmente

dióxido de carbono + água + luz solar → glicose + dioxigênio

A evolução do oxigênio fotolítico ocorre nas membranas tilacóides dos organismos fotossintéticos e requer a energia de quatro fótons . ^[e] Muitas etapas estão envolvidas, mas o resultado é a formação de um gradiente de prótons através da membrana do tilacóide, que é usado para sintetizar trifosfato de adenosina (ATP) via fotofosforilação . ^[73] O O
₂o restante (após a produção da molécula de água) é liberado na atmosfera. ^[f]

A energia química do oxigênio é liberada na mitocôndria para gerar ATP durante a fosforilação oxidativa . ^[5] A reação para respiração aeróbica é essencialmente o reverso da fotossíntese e é simplificada como:

C
₆H
₁₂O
₆+ 6 O
₂→ 6 CO
2+ 6 H
₂O + 2880 kJ / mol

Em vertebrados , O
₂ difunde-se através das membranas nos pulmões e nas células vermelhas do sangue . A hemoglobina se liga a O
₂, mudando a cor de vermelho azulado para vermelho brilhante ^[40] ( CO
₂é liberado de outra parte da hemoglobina por meio do efeito Bohr ). Outros animais usam hemocianina ( moluscos e alguns artrópodes ) ou hemeritrina ( aranhas e lagostas ). ^[63] Um litro de sangue pode dissolver 200 cm ³ de O
₂. ^[63]

Até a descoberta de metazoários anaeróbicos , ^{[74] o} oxigênio era considerado um requisito para todas as formas de vida complexas. ^[75]

Espécies reativas de oxigênio , como íon superóxido ( O^-
₂) e peróxido de hidrogênio ( H
₂O
₂), são subprodutos reativos do uso de oxigênio em organismos. ^[63] Partes do sistema imunológico de organismos superiores criam peróxido, superóxido e oxigênio singlete para destruir os micróbios invasores. As espécies reativas de oxigênio também desempenham um papel importante na resposta de hipersensibilidade das plantas ao ataque de patógenos. ^[73] O oxigénio é prejudicial para os organismos anaeróbicos obrigatoriamente , que foram a forma dominante de início da vida na Terra até ó
₂começou a se acumular na atmosfera há cerca de 2,5 bilhões de anos, durante o Grande Evento de Oxigenação , cerca de um bilhão de anos após o primeiro aparecimento desses organismos. ^{[76] [77]}

Um ser humano adulto em repouso inala 1,8 a 2,4 gramas de oxigênio por minuto. ^[78] Isso equivale a mais de 6 bilhões de toneladas de oxigênio inalado pela humanidade por ano. ^[g]

Organismos vivos

Pressões parciais de oxigênio no corpo humano (PO ₂ )

Unidade	Pressão de gás pulmonar alveolar	Oxigênio no sangue arterial	Venoso gás sangue
kPa	14,2	11 [79] -13 [79]	4,0 [79] -5,3 [79]
mmHg	107	75 [80] -100 [80]	30 [81] -40 [81]

A pressão parcial de oxigênio livre no corpo de um organismo vertebrado vivo é mais alta no sistema respiratório e diminui ao longo de qualquer sistema arterial , tecidos periféricos e sistema venoso , respectivamente. A pressão parcial é a pressão que o oxigênio teria se sozinho ocupasse o volume. ^[82]

Acúmulo na atmosfera

O gás oxigênio livre era quase inexistente na atmosfera da Terra antes da evolução das arquéias e bactérias fotossintéticas , provavelmente há cerca de 3,5 bilhões de anos. O oxigênio livre apareceu pela primeira vez em quantidades significativas durante o éon Paleoproterozóico (entre 3,0 e 2,3 bilhões de anos atrás). ^[83] Mesmo que houvesse muito ferro dissolvido nos oceanos quando a fotossíntese oxigenada estava se tornando mais comum, parece que as formações de ferro em faixas foram criadas por bactérias oxidantes de ferro anoxênicas ou microaerofílicas que dominaram as áreas mais profundas da zona fótica , enquanto cianobactérias produtoras de oxigênio cobriram as águas rasas. ^[84]Oxigênio livre começou a outgas dos oceanos 3-2.7 bilhões de anos atrás, chegando a 10% do seu nível actual em torno de 1,7 bilhões de anos atrás. ^{[83] [85]}

A presença de grandes quantidades de oxigênio dissolvido e livre nos oceanos e na atmosfera pode ter levado a maioria dos organismos anaeróbios existentes à extinção durante o Grande Evento de Oxigenação ( catástrofe do oxigênio ) cerca de 2,4 bilhões de anos atrás. Respiração celular usando O
₂permite que organismos aeróbios produzam muito mais ATP do que organismos anaeróbios. ^[86] Respiração celular de O
₂ocorre em todos os eucariotos , incluindo todos os organismos multicelulares complexos, como plantas e animais.

Desde o início do período Cambriano , 540 milhões de anos atrás, o O atmosférico
₂os níveis têm oscilado entre 15% e 30% por volume. ^[87] Perto do final do período Carbonífero (cerca de 300 milhões de anos atrás) O atmosférico
₂os níveis alcançaram um máximo de 35% por volume, ^{[87] o} que pode ter contribuído para o grande tamanho dos insetos e anfíbios nessa época. ^[88]

Variações na concentração de oxigênio atmosférico moldaram climas anteriores. Quando o oxigênio diminuiu, a densidade atmosférica caiu, o que por sua vez aumentou a evaporação da superfície, causando aumentos de precipitação e temperaturas mais quentes. ^[89]

Na taxa atual de fotossíntese, levaria cerca de 2.000 anos para regenerar todo o O
₂na atmosfera atual. ^[90]

Oxigênio livre extraterrestre

No campo da astrobiologia e na busca por vida extraterrestre, o oxigênio é uma forte bioassinatura . Dito isso, pode não ser uma bioassinatura definitiva, sendo possivelmente produzida abioticamente em corpos celestes com processos e condições (como uma hidrosfera peculiar ) que permitem oxigênio livre, ^{[91] [92] [93]} como com as finas atmosferas de oxigênio de Europa e Ganimedes . ^[94]

Produção industrial

Cem milhões de toneladas de O
₂são extraídos do ar para usos industriais anualmente por dois métodos principais. ^[17] O método mais comum é a destilação fracionada de ar liquefeito, com N
₂ destilando como um vapor enquanto O
₂é deixado como um líquido. ^[17]

O outro método principal de produção de O
₂se fazer passar uma corrente de ar limpo, seco através de um leito de um par de idênticos zeólitos crivos moleculares, que absorve o azoto e distribui um fluxo de gás que é 90% a 93% ó
₂. ^[17] Simultaneamente, o gás nitrogênio é liberado do outro leito de zeólita saturado com nitrogênio, reduzindo a pressão de operação da câmara e desviando parte do gás oxigênio do leito produtor através dela, na direção reversa do fluxo. Após um determinado tempo de ciclo, a operação dos dois leitos é trocada, permitindo assim que um suprimento contínuo de oxigênio gasoso seja bombeado através de uma tubulação. Isso é conhecido como adsorção de oscilação de pressão . O gás oxigênio é cada vez mais obtido por essas tecnologias não criogênicas (consulte também a adsorção de oscilação de vácuo relacionada ). ^[95]

O gás oxigênio também pode ser produzido pela eletrólise da água em oxigênio molecular e hidrogênio. A eletricidade DC deve ser usada: se AC for usada, os gases em cada membro consistem de hidrogênio e oxigênio na razão explosiva 2: 1. Um método semelhante é o eletrocatalítico O
₂evolução de óxidos e oxoácidos . Os catalisadores químicos também podem ser usados, como em geradores de oxigênio químico ou velas de oxigênio que são usados ​​como parte do equipamento de suporte de vida em submarinos e ainda fazem parte do equipamento padrão em aviões comerciais em caso de emergências de despressurização. Outro método de separação de ar é forçando o ar para dissolver através de cerâmica membranas com base em dióxido de zircónio por qualquer uma alta pressão ou de uma corrente eléctrica, para produzir quase puro ó
₂gás. ^[66]

Armazenar

Os métodos de armazenamento de oxigênio incluem tanques de oxigênio de alta pressão , criogenia e compostos químicos. Por razões de economia, o oxigênio é frequentemente transportado a granel como um líquido em tanques especialmente isolados, uma vez que um litro de oxigênio liquefeito é equivalente a 840 litros de oxigênio gasoso à pressão atmosférica e 20 ° C (68 ° F). ^[17] Esses tanques são usados ​​para reabastecer recipientes de armazenamento de oxigênio líquido a granel, que ficam fora de hospitais e outras instituições que precisam de grandes volumes de gás oxigênio puro. O oxigênio líquido é passado por trocadores de calor, que convertem o líquido criogênico em gás antes de entrar no prédio. O oxigênio também é armazenado e enviado em cilindros menores contendo o gás comprimido; uma forma que é útil em certas aplicações médicas portáteis e soldagem e corte oxi-combustível . ^[17]

Formulários

Médico

Captação de O
₂do ar é o propósito essencial da respiração , então a suplementação de oxigênio é usada na medicina . O tratamento não apenas aumenta os níveis de oxigênio no sangue do paciente, mas tem o efeito secundário de diminuir a resistência ao fluxo sanguíneo em muitos tipos de pulmões doentes, aliviando a carga de trabalho do coração. A oxigenoterapia é usada para tratar enfisema , pneumonia , alguns distúrbios cardíacos ( insuficiência cardíaca congestiva ), alguns distúrbios que causam aumento da pressão da artéria pulmonar e qualquer doença que prejudique a capacidade do corpo de captar e usar oxigênio gasoso. ^[96]

Os tratamentos são flexíveis o suficiente para serem usados ​​em hospitais, na casa do paciente ou cada vez mais por dispositivos portáteis. As tendas de oxigênio já foram comumente usadas na suplementação de oxigênio, mas desde então foram substituídas principalmente pelo uso de máscaras de oxigênio ou cânulas nasais . ^[97]

A medicina hiperbárica (alta pressão) usa câmaras de oxigênio especiais para aumentar a pressão parcial de O
₂em torno do paciente e, quando necessário, da equipe médica. ^[98] Envenenamento por monóxido de carbono , gangrena gasosa e doença da descompressão (as 'curvas') às vezes são tratadas com esta terapia. ^[99] Aumento de O
₂a concentração nos pulmões ajuda a deslocar o monóxido de carbono do grupo heme da hemoglobina . ^{[100] [101]} O gás oxigênio é venenoso para as bactérias anaeróbias que causam gangrena gasosa, portanto, aumentar sua pressão parcial ajuda a matá-las. ^{[102] [103] A} doença descompressiva ocorre em mergulhadores que descomprimem muito rapidamente após um mergulho, resultando na formação de bolhas de gás inerte, principalmente nitrogênio e hélio, no sangue. Aumentando a pressão de O
₂o mais rápido possível ajuda a redissolver as bolhas de volta no sangue, de modo que o excesso de gases possa ser exalado naturalmente pelos pulmões. ^{[96] [104] [105]} A administração normobárica de oxigênio na concentração mais alta disponível é frequentemente usada como primeiros socorros para qualquer lesão de mergulho que possa envolver a formação de bolhas de gás inerte nos tecidos. Há suporte epidemiológico para sua utilização a partir de um estudo estatístico de casos registrados em um banco de dados de longa duração. ^{[106] [107] [108]}

Suporte de vida e uso recreativo

Uma aplicação de O
₂como um gás respiratório de baixa pressão está nos trajes espaciais modernos , que circundam o corpo do ocupante com o gás respiratório. Esses dispositivos usam oxigênio quase puro em cerca de um terço da pressão normal, resultando em uma pressão arterial parcial normal de O
₂. Esta troca de maior concentração de oxigênio por pressão mais baixa é necessária para manter a flexibilidade do traje. ^{[109] [110]}

Mergulhador e a superfície fornecido subaquático mergulhadores e submariners também dependem artificialmente entregue ó
₂. Submarinos, submersíveis e roupas de mergulho atmosféricas geralmente operam em pressão atmosférica normal. O ar respirável é removido do dióxido de carbono por extração química e o oxigênio é substituído para manter uma pressão parcial constante. Os mergulhadores de pressão ambiente respiram ar ou misturas de gases com uma fração de oxigênio adequada à profundidade operacional. Puro ou quase puro ó
₂o uso em mergulho a pressões superiores à atmosférica é geralmente limitado a rebreathers ou descompressão em profundidades relativamente rasas (~ 6 metros de profundidade ou menos), ^{[111] [112]} ou tratamento médico em câmaras de recompressão a pressões de até 2,8 bar, onde a toxicidade aguda do oxigênio pode ser controlada sem o risco de afogamento. Mergulho mais profundo requer diluição significativa de O
₂com outros gases, como nitrogênio ou hélio, para prevenir a toxicidade do oxigênio . ^[111]

Pessoas que escalam montanhas ou voam em aeronaves de asa fixa não pressurizadas às vezes têm O suplementar
₂suprimentos. ^[h] Aviões comerciais pressurizados têm um suprimento de emergência de O
₂fornecido automaticamente aos passageiros em caso de despressurização da cabine. A perda repentina de pressão da cabine ativa geradores químicos de oxigênio acima de cada assento, fazendo com que as máscaras de oxigênio caiam. Puxar as máscaras "para iniciar o fluxo de oxigênio" como ditam as instruções de segurança da cabine, força a limalha de ferro no clorato de sódio dentro do recipiente. ^[66] Um fluxo constante de oxigênio gasoso é então produzido pela reação exotérmica .

O oxigênio, como eufórico leve , tem histórico de uso recreativo em barras de oxigênio e na prática de esportes . Bares de oxigênio são estabelecimentos encontrados nos Estados Unidos desde o final dos anos 1990 que oferecem maior que o normal O
₂exposição por uma taxa mínima. ^[113] Atletas profissionais, especialmente no futebol americano , às vezes saem do campo entre as jogadas para colocar máscaras de oxigênio para melhorar o desempenho. O efeito farmacológico é posto em dúvida; um efeito placebo é uma explicação mais provável. ^[113] Os estudos disponíveis apóiam um aumento de desempenho com misturas enriquecidas de oxigênio apenas se for respirado durante o exercício aeróbico . ^[114]

Outros usos recreativos que não envolvem respiração incluem aplicações pirotécnicas , como a ignição de cinco segundos de churrasqueiras por George Goble . ^[115]

Industrial

A fusão de minério de ferro em aço consome 55% do oxigênio produzido comercialmente. ^[66] Neste processo, O
₂é injetado através de uma lança de alta pressão no ferro fundido, que remove as impurezas de enxofre e o excesso de carbono como os respectivos óxidos, SO
₂e CO
₂. As reacções são exotérmicas , de modo que os aumentos de temperatura a 1700 ° C . ^[66]

Outros 25% do oxigênio produzido comercialmente são usados ​​pela indústria química. ^[66] Etileno reage com O
₂para criar óxido de etileno , que, por sua vez, é convertido em etilenoglicol ; o principal material alimentador usado para fabricar uma série de produtos, incluindo anticongelantes e polímeros de poliéster (os precursores de muitos plásticos e tecidos ). ^[66] Grandes quantidades de oxigênio ou ar são usadas no processo de oxi-cracking ^[116] e para a produção de ácido acrílico, ^[117] diformil-furano, ^[118] e ácido benzílico. ^[119]Por outro lado, a síntese eletroquímica do peróxido de hidrogênio a partir do oxigênio é uma tecnologia promissora para substituir o processo da hidroquinona usado atualmente. Por último, mas não menos importante, a oxidação catalítica é usada em pós-combustores para eliminar gases perigosos. ^{[120] [121]}

A maior parte dos 20% restantes do oxigênio produzido comercialmente é usada em aplicações médicas, corte de metal e soldagem , como um oxidante em combustível de foguete e no tratamento de água . ^{[66] O} oxigênio é usado na soldagem de oxiacetileno , queimando acetileno com O
₂para produzir uma chama muito quente. Neste processo, o metal de até 60 cm (24 pol.) De espessura é primeiro aquecido com uma pequena chama de oxi-acetileno e, em seguida, cortado rapidamente por um grande fluxo de O
₂. ^[122]

Compostos

O estado de oxidação do oxigênio é -2 em quase todos os compostos de oxigênio conhecidos. O estado de oxidação -1 é encontrado em alguns compostos, como os peróxidos . ^[123] Compostos contendo oxigênio em outros estados de oxidação são muito incomuns: -1/2 ( superóxidos ), -1/3 ( ozonídeos ), 0 ( elementar , ácido hipofluoroso ), +1/2 ( dioxigenil ), +1 ( dioxigênio difluoreto ) e +2 ( difluoreto de oxigênio ). ^[124]

Óxidos e outros compostos inorgânicos

Água ( H
₂O ) é um óxido de hidrogênio e o composto de oxigênio mais familiar. Os átomos de hidrogênio estão covalentemente ligados ao oxigênio em uma molécula de água, mas também têm uma atração adicional (cerca de 23,3 kJ / mol por átomo de hidrogênio) a um átomo de oxigênio adjacente em uma molécula separada. ^[125] Essas ligações de hidrogênio entre as moléculas de água as mantêm aproximadamente 15% mais próximas do que seria esperado em um líquido simples com apenas forças de van der Waals . ^{[126] [i]}

Devido à sua eletronegatividade , o oxigênio forma ligações químicas com quase todos os outros elementos para dar os óxidos correspondentes . A superfície da maior parte dos metais, tais como alumínio e de titânio , são oxidados na presença de ar e tornar-se revestida com uma fina película de óxido que passivantes o metal e desacelera mais corrosão . Muitos óxidos dos metais de transição são compostos não estequiométricos , com um pouco menos de metal do que a fórmula química mostraria. Por exemplo, o mineral FeO ( wüstita ) é escrito como${\ displaystyle {\ ce {Fe}} _ {1-x} {\ ce {O}}}$, onde x geralmente está em torno de 0,05. ^[127]

O oxigênio está presente na atmosfera em pequenas quantidades na forma de dióxido de carbono ( CO
₂) A rocha da crosta terrestre é composta em grande parte por óxidos de silício ( sílica SiO
₂, como encontrado em granito e quartzo ), alumínio ( óxido de alumínio Al
₂O
₃, em bauxita e corindo ), ferro ( óxido de ferro (III) Fe
₂O
₃, in hematite and rust), and calcium carbonate (in limestone). The rest of the Earth's crust is also made of oxygen compounds, in particular various complex silicates (in silicate minerals). The Earth's mantle, of much larger mass than the crust, is largely composed of silicates of magnesium and iron.

Water-soluble silicates in the form of Na
₄SiO
₄, Na
₂SiO
₃, and Na
₂Si
₂O
₅ are used as detergents and adhesives.^[128]

Oxygen also acts as a ligand for transition metals, forming transition metal dioxygen complexes, which feature metal–O
₂. This class of compounds includes the heme proteins hemoglobin and myoglobin.^[129] An exotic and unusual reaction occurs with PtF
₆, which oxidizes oxygen to give O₂⁺PtF₆⁻, dioxygenyl hexafluoroplatinate.^[130]

Organic compounds

Among the most important classes of organic compounds that contain oxygen are (where "R" is an organic group): alcohols (R-OH); ethers (R-O-R); ketones (R-CO-R); aldehydes (R-CO-H); carboxylic acids (R-COOH); esters (R-COO-R); acid anhydrides (R-CO-O-CO-R); and amides (R-C(O)-NR
₂). There are many important organic solvents that contain oxygen, including: acetone, methanol, ethanol, isopropanol, furan, THF, diethyl ether, dioxane, ethyl acetate, DMF, DMSO, acetic acid, and formic acid. Acetone ((CH
₃)
₂CO) and phenol (C
₆H
₅OH) are used as feeder materials in the synthesis of many different substances. Other important organic compounds that contain oxygen are: glycerol, formaldehyde, glutaraldehyde, citric acid, acetic anhydride, and acetamide. Epoxides are ethers in which the oxygen atom is part of a ring of three atoms. The element is similarly found in almost all biomolecules that are important to (or generated by) life.

Oxygen reacts spontaneously with many organic compounds at or below room temperature in a process called autoxidation.^[131] Most of the organic compounds that contain oxygen are not made by direct action of O
₂. Organic compounds important in industry and commerce that are made by direct oxidation of a precursor include ethylene oxide and peracetic acid.^[128]

Safety and precautions

The NFPA 704 standard rates compressed oxygen gas as nonhazardous to health, nonflammable and nonreactive, but an oxidizer. Refrigerated liquid oxygen (LOX) is given a health hazard rating of 3 (for increased risk of hyperoxia from condensed vapors, and for hazards common to cryogenic liquids such as frostbite), and all other ratings are the same as the compressed gas form.^[132]

Toxicity

Oxygen gas (O
₂) can be toxic at elevated partial pressures, leading to convulsions and other health problems.^{[111][j][134]} Oxygen toxicity usually begins to occur at partial pressures more than 50 kilopascals (kPa), equal to about 50% oxygen composition at standard pressure or 2.5 times the normal sea-level O
₂ partial pressure of about 21 kPa. This is not a problem except for patients on mechanical ventilators, since gas supplied through oxygen masks in medical applications is typically composed of only 30–50% O
₂ by volume (about 30 kPa at standard pressure).^[10]

At one time, premature babies were placed in incubators containing O
₂-rich air, but this practice was discontinued after some babies were blinded by the oxygen content being too high.^[10]

Breathing pure O
₂ in space applications, such as in some modern space suits, or in early spacecraft such as Apollo, causes no damage due to the low total pressures used.^[109][135] In the case of spacesuits, the O
₂ partial pressure in the breathing gas is, in general, about 30 kPa (1.4 times normal), and the resulting O
₂ partial pressure in the astronaut's arterial blood is only marginally more than normal sea-level O
₂ partial pressure.^[136]

Oxygen toxicity to the lungs and central nervous system can also occur in deep scuba diving and surface supplied diving.^[10][111] Prolonged breathing of an air mixture with an O
₂ partial pressure more than 60 kPa can eventually lead to permanent pulmonary fibrosis.^[137] Exposure to an O
₂ partial pressures greater than 160 kPa (about 1.6 atm) may lead to convulsions (normally fatal for divers). Acute oxygen toxicity (causing seizures, its most feared effect for divers) can occur by breathing an air mixture with 21% O
₂ at 66 m (217 ft) or more of depth; the same thing can occur by breathing 100% O
₂ at only 6 m (20 ft).^{[137][138][139][140]}

Combustion and other hazards

Highly concentrated sources of oxygen promote rapid combustion. Fire and explosion hazards exist when concentrated oxidants and fuels are brought into close proximity; an ignition event, such as heat or a spark, is needed to trigger combustion.^[4][141] Oxygen is the oxidant, not the fuel, but nevertheless the source of most of the chemical energy released in combustion.^[4][39]

Concentrated O
₂ will allow combustion to proceed rapidly and energetically.^[141] Steel pipes and storage vessels used to store and transmit both gaseous and liquid oxygen will act as a fuel; and therefore the design and manufacture of O
₂ systems requires special training to ensure that ignition sources are minimized.^[141] The fire that killed the Apollo 1 crew in a launch pad test spread so rapidly because the capsule was pressurized with pure O
₂ but at slightly more than atmospheric pressure, instead of the 1⁄3 normal pressure that would be used in a mission.^[k][143]

Liquid oxygen spills, if allowed to soak into organic matter, such as wood, petrochemicals, and asphalt can cause these materials to detonate unpredictably on subsequent mechanical impact.^[141]

See also

Portals Access related topics	Chemistry portal Medicine portal
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Notes

References

General references

• Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). "Oxygen". In Clifford A. Hampel (ed.). The Encyclopedia of the Chemical Elements. New York: Reinhold Book Corporation. pp. 499–512. LCCN 68-29938.
• Emsley, John (2001). "Oxygen". Nature's Building Blocks: An A–Z Guide to the Elements. Oxford, England: Oxford University Press. pp. 297–304. ISBN 978-0-19-850340-8.
• Raven, Peter H.; Evert, Ray F.; Eichhorn, Susan E. (2005). Biology of Plants (7th ed.). New York: W. H. Freeman and Company Publishers. pp. 115–27. ISBN 978-0-7167-1007-3.

External links

• Oxygen at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• Oxidizing Agents > Oxygen
• Oxygen (O₂) Properties, Uses, Applications
• Roald Hoffmann article on "The Story of O"
• WebElements.com – Oxygen
• Oxygen on In Our Time at the BBC
• Scripps Institute: Atmospheric Oxygen has been dropping for 20 years