L'oxigen triplet és l'estat fonamental de la molècula O₂.[9] La configuració electrònica de la molècula presenta dos electrons no aparellats que ocupen dos orbitals molecularsdegenerats.[10] Aquests orbitals són considerats com d'antienllaç (que debiliten l'ordre d'enllaç de tres a dos), de manera que l'enllaç diatòmic de l'oxigen és més feble que l'enllaç triple diatòmic del nitrogen, en què tots els orbitals moleculars d'enllaç estan ocupats, però alguns orbitals d'antienllaç no ho estan.[9]
En la forma triplet normal, les molècules de O₂ són paramagnètiques (formen un imant en presència d'un camp magnètic) a causa del moment magnètic d'espín dels electrons no aparellats de la molècula i l'energia d'intercanvi entre molècules veïnes de O₂.[11] L'oxigen líquid és atret pels imants fins a tal punt que, en experiments de laboratori, es pot sostenir un pont d'oxigen líquid pel seu propi pes entre els pols d'un imant potent.[12][13]
L'oxigen singlet, un nom que es dona a diverses espècies d'alta energia de O₂ molecular en què tots els espins d'electrons estan aparellats, és molt més reactiu amb les molècules orgàniques comunes. A la natura, l'oxigen singlet es forma habitualment durant la fotosíntesi, mitjançant l'energia de la llum solar.[14] També és produït a la troposfera per la fotòlisi de l'ozó per part de llum de longitud d'ona curta,[15] i pel sistema immunitari com a font d'oxigen actiu.[16] Els carotenoides dels organismes fotosintètics (i possiblement també en els animals) tenen un paper important en l'absorció d'energia de l'oxigen singlet i en la conversió a l'estat fonamental no excitat abans que pugui danyar els teixits.[17]
Al·lòtrops
L'ozó és un gas rar que a la Terra es troba principalment a l'estratosfera.
L'al·lòtrop comú de l'oxigen elemental de la Terra s'anomena dioxigen, O₂. Té una longitud d'enllaç de 121 pm i una energia d'enllaç de 498 kJ·mol-1.[18] Aquesta és la forma utilitzada per les formes complexes de vida, com ara els animals, en la respiració cel·lular (vegeu rol biològic) i és la forma que representa una part important de l'atmosfera terrestre (vegeu abundància). Els altres aspectes de l'O₂ són tractats a la resta d'aquest article.
El trioxigen (O₃), conegut habitualment com a ozó, és un al·lòtrop molt reactiu de l'oxigen que danya el teixit pulmonar.[19] L'ozó és produït a l'atmosfera superior quan l'O₂ es combina amb l'oxigen atòmic format per la fragmentació de l'O₂ per part de la radiació ultraviolada (UV).[6] Com que l'ozó absorbeix gran part de la regió UV de l'espectre, la capa d'ozó de l'atmosfera superior funciona com a escut protector del planeta contra la radiació.[6] Tanmateix, a prop de la superfície és un contaminant format com a subproducte del gas d'escapament dels automòbils.[20]
La molècula metaestabletetraoxigen (O₄ fou descoberta el 2001,[21][22] i s'assumí que existia en un dels sis estats de l'oxigen sòlid). El 2006 es demostrà que aquest estat, creat mitjançant la pressurització de l'O₂ a 20 GPa, és en realitat un clústerromboèdric de l'O₈.[23] Aquest clúster té el potencial per ser un oxidant molt més potent que l'O₂ o l'O₃, per la qual cosa se'l podria utilitzar com a combustible de coets.[21][22] El 1990 se'n descobrí un estat metàl·lic que es produeix quan se sotmet l'oxigen sòlid a una pressió de més de 96 GPa[24] i el 1998 es demostrà que a temperatures molt baixes, aquest estat esdevé superconductor.[25]
L'oxigen és més soluble en aigua que el nitrogen; l'aigua conté aproximadament una molècula d'O₂ per cada dues molècules d'N₂, en comparació amb una ràtio atmosfèrica d'aproximadament 1:4. La solubilitat de l'oxigen en aigua depèn de la temperatura, de tal manera que es pot dissoldre gairebé el doble d'oxigen (14,6 mg·L−1) a 0 °C que a 20 °C (7,6 mg·L−1).[26] A 25 °C i 4 atm a l'aire, l'aigua dolça conté aproximadament 6,04 mil·lilitres (mL) d'oxigen per litre, mentre que -en les mateixes condicions- l'aigua marina en conté aproximadament 4,95.[27] A 5 °C la solubilitat augmenta a 9,0 mL (un 50% més que a 25 °C) per litre per a l'aigua dolça, i a 7,2 mL (un 45% més) per litre per a l'aigua salada.
L'oxigen es liqua a 90,20 K (-182,95 °C, -297,31 °F) i es congela a 54,36 K (-218,79 °C, -361,82 °F).[28] Tant l'O₂ líquid com el sòlid són substàncies transparents, però que en grans masses adquireixen un colorblau cel causat per l'absorció de la vermella, mentre que la blava, a causa de la difusió de Rayleigh, no s'absorbeix (o ho fa molt menys). Se sol obtenir O₂ líquid de gran puresa per destil·lació fraccionada de l'aireliquat;[29] també es pot produir oxigen líquid per condensació a partir de l'aire, utilitzant nitrogen líquid com a refrigerant. És una substància altament reactiva i cal allunyar-lo dels materials combustibles.[30]
Cap al final de la vida d'una estrella massiva, es concentra ¹⁶O a la capa O, 17O a la capa H i 18O a la capa He.
L'oxigen d'ocurrència natural es compon de tres isòtops estables, el ¹⁶O, el 17O i el 18O, sent el ¹⁶O el més abundant (99,762% d'abundància natural).[31]
La part més gran del ¹⁶O és sintetitzada al final del procés de fusió de l'heli dels estels, però també se'n produeix una mica en el procés de combustió del neó.[32] El 17O es forma principalment per la combustió d'hidrogen en heli durant el cicle CNO, cosa que en fa un isòtop comú en les zones consumidores d'hidrogen de les estrelles.[32] La majoria del 18O és produït quan el ¹⁴N (abundant a causa de la combustió CNO) captura un nucli d'4He, fent que el 18O sigui comú a les zones riques en heli de les estrelles.[32]
L'oxigen és l'element químic més abundant en massa a la biosfera, l'aire, el mar i la terra.
L'oxigen és el tercer element químic més abundant de l'Univers, després de l'hidrogen i l'heli.[1] Aproximadament un 0,9% de la massa del Sol és oxigen.[3] L'oxigen constitueix un 49,2% de l'escorça terrestre en massa[2] i és el component principal dels oceans de la Terra (88,8%) en massa.[3] El gas oxigen és el segon component més comú de l'atmosfera terrestre, ja que en representa un 21,0% del volum i un 23,1% de la massa (aproximadament 1015 tones).[3][36][37] La Terra és rara entre els planetes del sistema solar per l'elevada concentració de gas oxigen en la seva atmosfera: Mart (amb 0,1% d'O₂ en volum) i Venus tenen concentracions molt més baixes. Tanmateix, l'O₂ que envolta aquests altres planetes és produït només per l'impacte de la radiació ultraviolada sobre molècules amb oxigen, com ara el diòxid de carboni.
L'aigua freda conté més O₂ dissolt.
La concentració particularment elevada d'oxigen a la Terra és el resultat del cicle de l'oxigen. Aquest cicle biogeoquímic descriu el desplaçament de l'oxigen a dins i entre els tres principals reservoris a la Terra: l'atmosfera, la biosfera i la litosfera. El factor impulsor principal del cicle de l'oxigen és la fotosíntesi oxigènica, que és la responsable de la presència d'oxigen a l'atmosfera actual de la Terra. La fotosíntesi oxigènica (la que fan les plantes, les algues i els cianobacteris) allibera oxigen a l'atmosfera, i la respiració i la desintegració l'eliminen de l'atmosfera. En l'equilibri present, la producció i el consum d'oxigen s'esdevenen al mateix ritme, d'aproximadament 1/2.000 del total d'oxigen atmosfèric per any.
També hi ha oxigen lliure dissolt a les masses d'aigua de la Terra. La solubilitat augmentada de l'O₂ (vegeu propietats físiques) té conseqüències importants per a la vida als oceans, car els oceans polars suporten una densitat de vida molt superior gràcies al contingut més elevat d'oxigen.[38] L'aigua contaminada pot tenir una quantitat reduïda d'O₂, exhaurida per algues i altres biomaterials en descomposició (vegeu eutrofització). Els científics avaluen aquest aspecte de la qualitat de l'aigua mesurant-ne la demanda bioquímica d'oxigen o la quantitat d'O₂ necessària per retornar-lo a la concentració normal.[39]
Una fórmula general simplificada de la fotosíntesi és aquesta:[41]
6CO₂ + 6H₂O + fotons → C₆H₁₂O₆ + 6O₂ (o simplement diòxid de carboni + aigua + llum solar → glucosa + dioxigen)
La fotòlisi de l'aigua es produeix a les membranes tilacoïdals dels organismes fotosintètics i requereix l'energia de quatre fotons.[42] Hi ha molts passos, però el resultat és la formació d'un gradient de protons a través de la membrana tilacoïdal, que s'utilitza per sintetitzar ATP mitjançant fotofosforilació.[43] L'O₂ restant després de l'oxidació de la molècula d'aigua és alliberat a l'atmosfera.[44]
Relació entre la fotosíntesi i la respiració. L'oxigen (a l'esquerra) és consumit en la respiració dels compostos orgànics per formar diòxid de carboni i aigua. Aquests poden produir oxigen i compostos orgànics altra vegada en la fotosíntesi.
Un adult en repòs inhala entre 1,8 i 2,4 grams d'oxigen per minut.[46] Això significa que la humanitat inhala més de 6.000 milions de tones d'oxigen cada any.[47]
Acumulació en l'atmosfera
Acumulació del O₂ a l'atmosfera terrestre: 1) No es produeix O₂ (3.850–2.450 Ma); 2) Es produeix O₂, però és absorbit pels oceans i les roques del fons marí (2.450–1.850 Ma); 3) el O₂ comença a sortir dels oceans en forma de gas, però és absorbit per la superfície terrestre i la formació de la capa d'ozó (1.850–850 Ma); 4-5) Els reservoris de O₂ s'omplen i el gas s'acumula (0.85–present).
El gas oxigen lliure era pràcticament inexistent a l'atmosfera terrestre abans que evolucionessin els bacteris fotosintètics. L'oxigen lliure començà a aparèixer en quantitats significatives durant el Paleoproterozoic (entre fa 2.500 i fa 1.600 milions d'anys). Al principi, l'oxigen es combinà amb el ferro dissolt als oceans per crear formacions de ferro bandat. L'oxigen lliure començà a sortir dels oceans en forma de gas fa 2.700 milions d'anys i assolí un 10% del seu nivell actual fa aproximadament 1.700 milions d'anys.[48]
La presència de grans quantitats d'oxigen dissolt i lliure als oceans i l'atmosfera podria haver causat l'extinció de la majoria d'organismes anaeròbics aleshores vivents, durant la catàstrofe de l'oxigen, fa uns 2.400 milions d'anys. Tanmateix, la respiració cel·lular amb O₂ permet als organismes aeròbics produir molt més ATP que els anaeròbics, ajudant-los a dominar la biosfera terrestre.[49] La fotosíntesi i la respiració cel·lular de O₂ permeté l'evolució de les cèl·lules eucariotes i finalment organismes multicel·lulars complexos com ara plantes i animals.
Des de principis del Cambrià, fa 540 milions d'anys, els nivells de O₂ han fluctuat entre el 15% i el 30% en volum.[50] A finals del Carbonífer (fa uns 300 milions d'anys), els nivells de O₂ atmosfèric assoliren un màxim d'un 35% en volum,[50] permetent als insectes i amfibis arribar a mides molt més grans que els seus descendents actuals. Les activitats humanes, incloent-hi la combustió de 78.000 milions de tones de combustibles fòssils cada any, han tingut un efecte molt petit en la quantitat d'oxigen lliure a l'atmosfera.[11] Al ritme actual de fotosíntesi, caldrien uns 2.000 anys per regenerar tot el O₂ present a l'atmosfera.[51]
Història
Primers experiments
L'experiment de Filó inspirà els investigadors posteriors.
Un dels primers experiments coneguts sobre la relació entre la combustió i l'aire fou dut a terme per l'escriptor de mecànica grec del segle ii aC Filó de Bizanci. A la seva obra Pneumatica, Filó observà que, en invertir un recipient sobre una espelma encesa i envoltar el coll del recipient amb aigua, una mica d'aigua pujava al coll.[52]
Filó deduí incorrectament que parts de l'aire del recipient es convertien en l'elementfoc i així podien escapar a través de porus del vidre. Molts segles més tard, Leonardo da Vinci continuà l'obra de Filó observant que una part de l'aire es consumeix durant la combustió i la respiració.[53]
A finals del segle xvii, Robert Boyle demostrà que l'aire és necessari per a la combustió. El químic anglès John Mayow polí aquest treball demostrant que el foc només requereix una part de l'aire, que anomenà spiritus nitroaereus o simplement nitroaereus.[54] En un experiment descobrí que, en posar o bé un ratolí o bé una espelma encesa dins un recipient tancat a sobre d'aigua feia que l'aigua pugés i reemplacés una catorzena part del volum de l'aire abans d'extingir els subjectes.[55] D'això, Mayow deduí que el nitroaereus es consumeix tant en la respiració com en la combustió.
Descobriment
Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) farmacèutic i químic suec (tot i que d'origen alemany), descriu el descobriment de l'oxigen, produït durant els seus treballs entre 1772 i 1773, en el seu llibre Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer ('Tractat químic de l'aire i del foc') publicat en 1777.
Tradicionalment aquest descobriment ha estat atribuït al químic angloamericà Joseph Priestley (1733-1804), qui el descobrí de manera independent en 1772, tot i que el primer que publicà un treball sobre aquest gas i li donà nom fou el químic francès Lavoisier (1743-1749) en 1777. Utilitzà per a això dues arrels gregues: ὀξύς (oxís) ('àcid', literalment 'punxant', pel sabor dels àcids) i -γενής (-genés) ('generador'), perquè va creure que l'oxigen era un constituent indispensable dels àcids.
En escalfar monòxid de mercuri, Priestley va obtenir dos vapors: un es condensava en gotes, el mercuri, però, què era l'altre? Priestley ajuntà aquest gas en un recipient i feu alguns assaigs: si introduïa una brasa de fusta, cremava; si hi apropava ratolins vius, aquests es tornaven molt actius. En vista del qual, Priestley inhalà una mica d'aquest gas i notà que se sentia molt «lleuger i còmode». A aquest gas l'anomenà aire desflogistitzat, avui se sap que era oxigen. Tanmateix, Priestley fou la primera persona que emprà una màscara d'oxigen.
Aplicacions
La principal utilització de l'oxigen és com oxidant, car té una elevada electronegativitat, només superada pel fluor; així, per exemple, s'usa oxigen líquid en els motors de propulsió dels coets, mentre que en els processos industrials i en el transport l'oxigen per a la combustió es pren directament de l'aire. Altres aplicacions industrials són la soldadura i la fabricació d'acer i metanol.
La medicina també fa ús de l'oxigen subministrant-lo com a suplement a pacients amb dificultats respiratòries; i s'empren botelles d'oxigen en diverses pràctiques esportives com el submarinisme o laborals, en el cas d'accedir a llocs tancats, o escassament ventilats, amb atmosferes contaminades (neteja interior de dipòsits, treball en sales de pintura, etc.)
L'oxigen provoca una resposta d'eufòria a qui l'inhala, pel que històricament ha estat usat com a divertiment, pràctica que persisteix avui en dia. En el segle xix també es va utilitzar, mesclat amb òxid de dinitrogen com analgèsic.
L'ozó (O₃) es forma mitjançant descàrregues elèctriques en presència d'oxigen molecular (durant les tempestes elèctriques per exemple), i s'acumula a l'atmosfera a la capa d'ozó. S'ha trobat a l'oxigen líquid, en petites quantitats, una doble molècula d'oxigen (O₂)₂.
Els derivats oxigenats són propensos a generar radicals lliures, especialment durant els processos metabòlics. Aquests radicals són altament reactius, i són capaços de danyar les cèl·lules i el seu ADN, i per tant són relacionats amb el càncer i l'envelliment cel·lular.
Combustió
Les fonts d'oxigen molt concentrades promouen una combustió ràpida. Hi ha risc de foc i d'explosió quan es posen propers oxidants i combustibles; de tota manera cal un iniciador de la combustió com és la calor o una espurna.[56]
Les atmosferes riques en oxigen en presència de materials combustibles són susceptibles de provocar incendis que es propaguen amb gran rapidesa així com explosions. El mateix succeeix si les fonts d'oxigen són clorats, perclorats, dicromats, etc
L'O 2 concentrat farà que el procés de la combustió sigui ràpid i energètic.[56]
Els vessaments d'oxigen líquid, si es permet que mullin la matèria orgànica com la fusta, productes petroquímics i l'asfalt pot fer que aquests materials detonin de manera impredictible amb un impacte mecànic.[56] Com altres líquids criogènics en contacte amb el cos humà poden fer congelacions de la pell i els ulls.
↑Pauling, L.. The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals: an introduction to modern structural chemistry. 3a ed.. Ithaca, N.Y.: Cornell University Press, 1960.
↑El paramagnetisme de l'oxigen es pot fer servir analíticament en analitzadors d'oxigen paramagnètic que determinen la puresa de l'oxigen gasós. («Company literature of Oxygen analyzers (triplet)». Servomex. [Consulta: 15 desembre 2007].)
↑Es tenen dades per als valors de fins a uns 80 km per sobre de la superfície
↑De The Chemistry and Fertility of Sea Waters de H.W. Harvey, 1955, citant C.J.J. Fox, "On the coefficients of absorption of atmospheric gases in sea water", Publ. Circ. Cons. Explor. Mer, no. 41, 1907. Tanmateix, Harvey remarca, segons articles posteriors a Nature, que els valors sembla que són un 3% massa elevats.
↑Les membranes tilacoïdals formen part dels cloroplasts de les algues i les plantes, mentre que en els cianobacteris són simplement una d'entre moltes estructures membranals. De fet, es creu que els cloroplasts evolucionaren de cianobacteris que antigament foren companys simbiòtics dels progeneradors de les plantes i les algues.
↑L'oxidació de l'aigua és catalitzada per un complex enzimàtic amb manganès conegut com complex generador d'oxigen (CGO) o complex fragmentador d'aigua, que es troba associat al costat luminal de les membranes tilacoïdals. El manganès és un cofactor important, tot i que també calen calci i clor perquè es produeixi la reacció (Raven 2005).
↑el O₂ és alliberat per una altra part de l'hemoglobina (vegeu efecte Bohr)
↑ 56,056,156,2Werley, Barry L. (Edtr.) (1991). "Fire Hazards in Oxygen Systems". ASTM Technical Professional training, Philadelphia: ASTM International Subcommittee G-4.05
Bibliografia
Agostini, D.; H. Iida, and A. Takahashi «Positron emission tomography with oxygen-15 of stunned myocardium caused by coronary artery vasospasm after recovery». British Heart Journal, 73, 1, 1995, pàg. 69–72. DOI: 10.1136/hrt.73.1.69. PMC: 483759. PMID: 7888266 [Consulta: 16 desembre 2007].
Campbell, Neil A.; Reece, Jane B.. Biology, 7th Edition. San Francisco: Pearson - Benjamin Cummings, 2005, p. 522–23. ISBN 0-8053-7171-0.
Chiles, James R. Inviting Disaster: Lessons from the edge of Technology: An inside look at catastrophes and why they happen. Nova York: HarperCollins Publishers Inc., 2001. ISBN 0-06-662082-1.
Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M.. «Oxygen». A: Clifford A. Hampel. The Encyclopedia of the Chemical Elements. Nova York: Reinhold Book Corporation, 1968, p. 499–512. LCCN 68-29938.
Crabtree, R. The Organometallic Chemistry of the Transition Metals. 3a edició. John Wiley & Sons, 2001, p. 152. ISBN 978-0471184232.
Daintith, John. Biographical Encyclopedia of Scientists. CRC Press, 1994. ISBN 0750302879.
Desgreniers, S; Vohra, Y. K. & Ruoff, A. L. «Optical response of very high density solid oxygen to 132 GPa». J. Phys. Chem., 94, 1990, pàg. 1117–22. DOI: 10.1021/j100366a020.
Donald, Kenneth. Oxygen and the Diver. Anglaterra: SPA in conjunction with K. Donald, 1992. ISBN 1854211765.
Emsley, John. «Oxygen». A: Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford, Anglaterra, RU: Oxford University Press, 2001, p. 297–304. ISBN 0198503407.
Evans, David Hudson; Claiborne, James B.. The Physiology of Fishes. CRC Press, 2006, p. 88. ISBN 0849320224.
Lide, David R. «Section 4, Properties of the Elements and Inorganic Compounds; Melting, boiling, and critical temperatures of the elements». A: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 84a ed.. Boca Raton, Florida: CRC Press, 2003.
Maksyutenko, P.; T. R. Rizzo, and O. V. Boyarkin «A direct measurement of the dissociation energy of water». J. Chem. Phys., 443, 2006, pàg. 125. DOI: 10.1063/1.2387163.
Miller, J.R.; Berger, M.; Alonso, L.; Cerovic, Z.; Goulas, Y.; Jacquemoud, S.; Louis, J.; Mohammed, G.; Moya, I.; Pedros, R.; Moreno, J.F.; Verhoef, W.; Zarco-Tejada, P.J.. "Progress on the development of an integrated canopy fluorescence model". Geoscience and Remote Sensing Symposium, 2003. IGARSS '03. Proceedings. 2003 IEEE International [Consulta: 22 gener 2008]
Morris, Richard. The last sorcerers: The path from alchemy to the periodic table (Hardback). Washington, D.C.: Joseph Henry Press, 2003. ISBN 0309089050.
Parks, G. D.; Mellor, J. W.. Mellor's Modern Inorganic Chemistry. 6a edició. Londres: Longmans, Green and Co, 1939.
Raven, Peter H.; Ray F. Evert, Susan E. Eichhorn. Biology of Plants, 7th Edition. Nova York: W.H. Freeman and Company Publishers, 2005, p. 115–27. ISBN 0-7167-1007-2.
Roscoe, Henry Enfield; Schorlemmer, Carl. A Treatise on Chemistry. D. Appleton and Co., 1883, p. 38.
