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Ossigeno

elemento chimico con numero atomico 8
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L'ossigeno è un elemento chimico con numero atomico 8 (simbolo O), il primo del gruppo 16 del sistema periodico, facente parte del blocco p. È un elemento non metallico altamente reattivo (ossidante) che forma facilmente ossidi e altri composti con la maggior parte degli elementi.[3] Per massa, è il terzo elemento più abbondante dell'universo[1] dopo l'idrogeno e l'elio.[3] Il suo isotopo più abbondante più stabile ha numero di massa 16.

Ossigeno
   

8		 O
  
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
   

azoto ← ossigeno → fluoro

Linea spettrale
Linea spettrale dell'elemento
Linea spettrale dell'elemento
Generalità
Nome, simbolo, numero atomicoossigeno, O, 8
Serienon metalli
Gruppo, periodo, blocco16 (VIA), 2, p
Densità1,429 kg/m³ a 273 K[1]
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Termine spettroscopico3P2
Proprietà atomiche
Peso atomico15,9994 u
Raggio atomico (calc.)60 pm
Raggio covalente73 pm
Raggio di van der Waals152 pm
Configurazione elettronica[He]2s22p4
e− per livello energetico2, 6
Stati di ossidazione0, ±1, ±2
Struttura cristallinacubica
Proprietà fisiche
Stato della materiagassoso (paramagnetico)
Punto di fusione50,35 K (−222,80 °C)
Punto di ebollizione90,18 K (−182,97 °C)
Punto critico−118,57 °C a 5,04295 MPa[2]
Punto triplo−218,787 °C a 151,99 Pa[2]
Volume molare17,36×10−3 m³/mol
Entalpia di vaporizzazione3,4099 kJ/mol
Calore di fusione0,22259 kJ/mol
Velocità del suono317,5 m/s a 293 K
Altre proprietà
Numero CAS7782-44-7
Elettronegatività3,44 (scala di Pauling)
Calore specifico920 J/(kg·K)
Conducibilità termica0,02674 W/(m·K)
Energia di prima ionizzazione1313,9 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione3388,3 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione5300,5 kJ/mol
Energia di quarta ionizzazione6222,7 kJ/mol
Energia di quinta ionizzazione7469,2 kJ/mol
Isotopi più stabili
isoNATDDMDEDP
16O99,762% È stabile con 8 neutroni
17O0,038% È stabile con 9 neutroni
18O0,2% 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

A temperatura e pressione standard due atomi dell'elemento si legano per formare l'ossigeno molecolare, o diossigeno (formula chimica O2), un gas incolore e inodore che costituisce il 20,8% dell'atmosfera terrestre (l'ossigeno è chimicamente troppo reattivo per rimanere un elemento libero nell'aria[4]); legato ad altri elementi, è l'elemento chimico più comune della crosta terrestre, rappresentandone circa il 47% della massa[5], ed entra inoltre nella molecola dell'acqua.

L'ossigeno è essenziale per la vita della maggior parte degli esseri viventi in quanto necessario alla respirazione; inoltre, le principali classi di molecole organiche presenti negli organismi viventi, come le proteine, gli acidi nucleici, i carboidrati e i lipidi, contengono ossigeno.

Nelle attività umane viene comunemente utilizzato per l'ossigenoterapia, il sistema di supporto vitale degli aeromobili, dei sottomarini e dei veicoli spaziali, per le attività subacquee ricreative, come propellente per i razzi. Entra inoltre nei processi di produzione dell'acciaio e della plastica, nella brasatura, saldatura e il taglio di alcuni metalli.

Storia

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L'ossigeno fu 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.[1] Nel 1777 Antoine-Laurent de Lavoisier diede il nome all'elemento[6], che deriva dal greco ὀξύς, oxýs, "acido" (letteralmente: "appuntito") e la radice γεν-, ghen-, che significa "generare".[1][7] Questo perché al momento della denominazione si riteneva erroneamente che entrasse nella composizione di tutti gli acidi. Nello stesso anno Scheele lo riconobbe come un componente dell'aria. Nel 1781 Lavoisier ne accertò la funzione per i fenomeni di respirazione e combustione.

Isotopi

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L'ossigeno ha tre isotopi stabili (numero di massa 16, 17 e 18) e dieci radioattivi con emivite molto brevi, inferiori ai tre minuti.

La massa atomica dell'isotopo 16O, presente per circa il 99%, è in realtà inferiore a 16, perché come riferimento per il calcolo delle masse è stato scelto il carbonio-12, e nella sintesi degli elementi più pesanti, per motivi relativistici, si ha un difetto di massa causato alla fusione nucleare, con liberazione di energia.

Allotropi

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Ossigeno atomico

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L'ossigeno atomico, indicato come O(3P) oppure O(3P)[8], è molto reattivo, siccome i singoli atomi di ossigeno tendono a legarsi velocemente alle molecole vicine. Sulla superficie terrestre non può esistere a lungo, ma nell'orbita terrestre bassa, la presenza di radiazione ultravioletta risulta in un'atmosfera in cui il 96% dell'ossigeno è in forma atomica.[8][9]

L'ossigeno atomico è stato rilevato su Marte dalle sonde Mariner e Viking, e dall'osservatorio SOFIA.[10]

Ossigeno biatomico

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A temperatura e pressione standard, l'ossigeno si trova in forma di gas costituito da due atomi (ossigeno biatomico). Si indica come: O2 (numero CAS: 7782-44-7). Questa sostanza è un importante componente dell'aria, venendo costantemente prodotta nella fotosintesi clorofilliana delle piante dall'acqua e dall'anidride carbonica, ed è necessaria per la respirazione degli esseri viventi.

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

L'ossigeno biatomico O2, allo stato liquido e a quello solido, ha colore azzurro ed è altamente paramagnetico.[1] 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.

Ozono

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  Lo stesso argomento in dettaglio: Ozono.

Un altro allotropo 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.

Tetraossigeno

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  Lo stesso argomento in dettaglio: Tetraossigeno.

Il tetraossigeno è una delle forme allotropiche nelle quali può essere trovato l'ossigeno.

La molecola del tetraossigeno (O4) era stata teorizzata nel 1924 da Gilbert Lewis, che la propose come una spiegazione al fatto che l'ossigeno liquido non obbedisce alla Legge di Curie. Oggi si è scoperto che Lewis si sbagliava, sebbene non si fosse allontanato molto dalla realtà: le simulazioni al computer mostrano che benché non vi siano molecole stabili di O4 nell'ossigeno liquido, le molecole di O2 tendono ad associarsi in coppie con spin antiparallelo, formando molecole temporaneamente stabili di O4.

Nel 1999 i ricercatori pensarono che l'ossigeno solido esistesse alla fase-ε come O4, scoprendo solo nel 2006 che in realtà è una forma di ossigeno octamolecolare.

La struttura del tetraossigeno non è ancora del tutto chiarita. Anche un gruppo di studio della Sapienza Università di Roma ha condotto nel 2001 studi per investigare la struttura dell'O4.

Disponibilità

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L'ossigeno è l'elemento più abbondante della crosta terrestre[11]. L'ossigeno forma l'87% degli oceani in quanto componente dell'acqua (H2O) e il 21% 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.[12] Un dimero della molecola di ossigeno (O2)2 si trova come componente minore nell'O2 liquido.

L'ossigeno non si trova solo sulla Terra: è infatti il terzo elemento più abbondante nel Sole,[1] ed è presente anche su Marte (dove la sua abbondanza nell'atmosfera marziana è dello 0,15%[1]).

Produzione

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Preparazione in laboratorio

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La preparazione dell'ossigeno biatomico O2 in laboratorio avviene attraverso reazioni endotermiche che coinvolgono composti ossigenati, ad esempio:[1][13]

 

questa reazione ha carattere esplosivo per cui viene condotta a bassa temperatura su catalizzatore a base di biossido di manganese (MnO2).[1][13]

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

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  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,[14] 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 K (−195,80 °C), in quanto a questa temperatura l'ossigeno biatomico è liquido mentre l'azoto molecolare è gassoso per cui è possibile separarli.[17]

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

Composti

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A causa della sua elettronegatività l'ossigeno forma legami chimici con quasi tutti gli elementi e questa è l'origine della definizione di "ossidazione". Gli unici elementi chimici che sfuggono l'ossidazione sono elio, neon e argon.[11]

I minerali più abbondanti presenti sulla crosta terrestre sono formati da silicio e ossigeno nella forma di vari composti solidi (come il quarzo), mentre negli strati interni del nucleo e del mantello lo stato fisico cambia a causa della pressione e delle elevate temperature.

L'ossigeno entra nella composizione di molte sostanze organiche e inorganiche. In natura può formare al massimo 2 legami covalenti.

 
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

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L'ossigeno trova un impiego considerevole come ossidante e comburente;[11] 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. L'ossigeno o l'aria vengono utilizzati per la produzione di acido acrilico[18], acrilonitrile[19], acido benzoico[20] e perossido di idrogeno[21]. L'ossigeno è l'ossidante utilizzato nelle pila a combustibile. Viene anche utilizzato per rimuovere selettivamente la CO dall'H2 preparato mediante steam reforming[22][23]. Anche i processi di ossidazione sono di importanza cruciale nella rimozione degli inquinanti[24][25].

Per la sua proprietà di rimanere allo stato liquido se mantenuto a 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 cui la trasportabilità dell'O2 nel sangue aumenta con la sua pressione parziale.

Essendo un farmaco a tutti gli effetti (Dlgs 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).

Fino al 1961 l'ossigeno è stato utilizzato come elemento standard di riferimento per quantificare la massa degli altri elementi chimici, per poi essere sostituito dal carbonio 12.[1]

Le batterie agli ioni di ossigeno trovano impiego come accumulatori degli impianti stazionari che ricevono energia da fonti rinnovabili, che operano a temperature comprese fra i 200 e 400 gradi centigradi.[26] La durata è pari a migliaia di cicli di ricarica e si rigenera facilmente sostituendo l'ossigeno con altro presente nell'area circostante. Tuttavia, al 2023 non è ancora stato brevettato un tipo di batteria privo di materiali nobili.

Precauzioni

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Simboli di rischio chimico
   
pericolo
frasi H270 - 280
frasi RR 8
consigli P244 - 220 - 370+376 - 403 [27]
frasi SS 2-17
Le sostanze chimiche
vanno manipolate con cautela
Avvertenze

Pericolo di esplosione o combustione

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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

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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[28], 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

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  Lo stesso argomento in dettaglio: Tossicità dell'ossigeno.

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

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

Note

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  1. ^ a b c d e f g h i j (EN) Thermopedia, "Oxygen"
  2. ^ a b Scheda ossigeno della Sapio (PDF), su cms.sapio.it. URL consultato il 10 aprile 2010 (archiviato dall'url originale il 14 luglio 2011).
  3. ^ a b WebElements: the periodic table on the web – Oxygen: electronegativities, su webelements.com. URL consultato il 7 novembre 2011.
  4. ^ Cook & Lauer 1968, p.500
  5. ^ Oxygen, su periodic.lanl.gov, 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 Ryan D. McCulla, Saint Louis University (2010). "Atomic Oxygen O(3P): Photogeneration and Reactions with Biomolecules".
  9. ^ "Out of Thin Air" Archiviato il 23 giugno 2017 in Internet Archive.. NASA.gov. 17 febbraio 2011.
  10. ^ Kassandra Bell, Flying observatory detects atomic oxygen in Martian Atmosphere, su NASA, 6 maggio 2016.
  11. ^ a b c Rolla, p. 284.
  12. ^ Rolla, p. 287.
  13. ^ a b Rolla, p. 285.
  14. ^ a b Ullmann's, cap. 4.1.
  15. ^ Ullmann's, cap. 4.2.
  16. ^ Ullmann's, cap. 4.3.
  17. ^ Rolla, p. 286.
  18. ^ Surface chemistry of phase-pure M1 MoVTeNb oxide during operation in selective oxidation of propane to acrylic acid, in J. Catal., vol. 285, 2012.
  19. ^ (EN) Laio Damasceno da Silva, Ronaldo Costa Santos e Jordan Gonzaga Andrade Batista Silva, Direct ammoxidation of glycerol to nitriles using Mo/alumina catalysts, in Reaction Kinetics, Mechanisms and Catalysis, 2 dicembre 2021, DOI:10.1007/s11144-021-02111-8. URL consultato il 21 dicembre 2021.
  20. ^ Multifunctionality of Crystalline MoV(TeNb) M1 Oxide Catalysts in Selective Oxidation of Propane and Benzyl Alcohol, in ACS Catal., vol. 3, n. 6, 2013, pp. 1103-1113.
  21. ^ Electrochemical synthesis of hydrogen peroxide from water and oxygen, in Nat. Rev. Chem., vol. 3, 2019.
  22. ^ (EN) Francesco Arena, Francesco Ferrante e Roberto Di Chio, DFT and kinetic evidences of the preferential CO oxidation pattern of manganese dioxide catalysts in hydrogen stream (PROX), in Applied Catalysis B: Environmental, vol. 300, 1º gennaio 2022, pp. 120715, DOI:10.1016/j.apcatb.2021.120715. URL consultato il 21 dicembre 2021.
  23. ^ (EN) Andrei I. Boronin, Elena M. Slavinskaya e Alberto Figueroba, CO oxidation activity of Pt/CeO2 catalysts below 0 °C: platinum loading effects, in Applied Catalysis B: Environmental, vol. 286, 5 giugno 2021, pp. 119931, DOI:10.1016/j.apcatb.2021.119931. URL consultato il 21 dicembre 2021.
  24. ^ (EN) Katarzyna Adamska, Szymon Smykała e Sebastian Zieliński, Oxidation of soot over supported RuRe nanoparticles prepared by the microwave-polyol method, in Reaction Kinetics, Mechanisms and Catalysis, vol. 134, n. 1, 1º ottobre 2021, pp. 221–242, DOI:10.1007/s11144-021-02048-y. URL consultato il 21 dicembre 2021.
  25. ^ (EN) Oscar Cabezuelo, Rebeca Martinez-Haya e Noelia Montes, Heterogeneous riboflavin-based photocatalyst for pollutant oxidation through electron transfer processes, in Applied Catalysis B: Environmental, vol. 298, 5 dicembre 2021, pp. 120497, DOI:10.1016/j.apcatb.2021.120497. URL consultato il 21 dicembre 2021.
  26. ^ Ecco la batteria agli ioni di ossigeno che ha vita "infinita", su insideevs.it.
  27. ^ scheda dell'ossigeno su IFA-GESTIS, su gestis-en.itrust.de. URL consultato il 9 maggio 2021 (archiviato dall'url originale il 16 ottobre 2019).
  28. ^ (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 (archiviato dall'url originale il 6 febbraio 2009).

Bibliografia

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Voci correlate

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Altri progetti

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Collegamenti esterni

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