Ossigeno

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Ossigeno
8 O                                                                                                                                                                                                                                               azoto ← ossigeno → fluoro
Linea spettrale
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico	ossigeno, O, 8
Serie	non metalli
Gruppo, periodo, blocco	16 (VIA), 2, p
Densità	1,429 kg/m³ a 273 K[1]
Configurazione elettronica
Termine spettroscopico	3P2
Proprietà atomiche
Peso atomico	15,9994 u
Raggio atomico (calc.)	60 pm
Raggio covalente	73 pm
Raggio di van der Waals	152 pm
Configurazione elettronica	[He]2s22p4
e− per livello energetico	2, 6
Stati di ossidazione	0, ±1, ±2
Struttura cristallina	cubica
Proprietà fisiche
Stato della materia	gassoso (paramagnetico)
Punto di fusione	50,35 K (−222,80 °C)
Punto di ebollizione	90,18 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 molare	17,36×10−3 m³/mol
Entalpia di vaporizzazione	3,4099 kJ/mol
Calore di fusione	0,22259 kJ/mol
Velocità del suono	317,5 m/s a 293 K
Altre proprietà
Numero CAS	7782-44-7
Elettronegatività	3,44 (scala di Pauling)
Calore specifico	920 J/(kg·K)
Conducibilità termica	0,02674 W/(m·K)
Energia di prima ionizzazione	1313,9 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione	3388,3 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione	5300,5 kJ/mol
Energia di quarta ionizzazione	6222,7 kJ/mol
Energia di quinta ionizzazione	7469,2 kJ/mol
Isotopi più stabili
iso NA TD DM DE DP 16O 99,762% È stabile con 8 neutroni 17O 0,038% È stabile con 9 neutroni 18O 0,2% È stabile con 10 neutroni
iso: isotopo NA: abbondanza in natura TD: tempo di dimezzamento DM: modalità di decadimento DE: energia di decadimento in MeV DP: prodotto del decadimento

L'ossigeno è un elemento chimico 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.

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.

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.

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.

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]

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.

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.

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.

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.

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]).

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

${\displaystyle {\ce {2KClO3 -> 2KCl + 3O2}}}$

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.

Lo stesso argomento in dettaglio: Frazionamento dell'aria.

A livello industriale è possibile ottenere ossigeno biatomico attraverso:

• separazione criogenica dell'aria;^[14]
• separazione dell'aria per adsorbimento;^[15]
• separazione dell'aria per filtrazione a membrana.^[16]

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]

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.

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.

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.

• 
  Saldatura con fiamma ossiacetilenica.
• 
  Camere iperbariche per ossigenoterapia.
• 
  Serbatoi esterni dello Space Shuttle contenenti H₂ e O₂, utilizzati per la propulsione del mezzo.
• 
  Un convertitore Bessemer; in esso il prodotto dell'altoforno viene fatto reagire con O₂ per produrre acciaio.

Simboli di rischio chimico
pericolo
frasi H	270 - 280
frasi R	R 8
consigli P	244 - 220 - 370+376 - 403 [27]
frasi S	S 2-17
Le sostanze chimiche vanno manipolate con cautela
Avvertenze

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.

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.

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.

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

• Francesco Borgese, Gli elementi della tavola periodica. Rinvenimento, proprietà, usi. Prontuario chimico, fisico, geologico, Roma, CISU, 1993, ISBN 88-7975-077-1.
• R. Barbucci, A. Sabatini, P. Dapporto, Tavola periodica e proprietà degli elementi, Firenze, Edizioni V. Morelli, 1998 (archiviato dall'url originale il 22 ottobre 2010).
• Luigi Rolla, Chimica e mineralogia. Per le Scuole superiori, 29ª ed., Dante Alighieri, 1987.
• (EN) Mark J. Kirschner, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, "Oxygen", 6ª ed., Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a18_329, ISBN 3-527-30385-5.

• Wikiquote contiene citazioni sull'ossigeno
• Wikizionario contiene il lemma di dizionario «ossigeno»
• Wikimedia Commons contiene immagini o altri file sull'ossigeno

• ossigeno, su Treccani.it – Enciclopedie on line, Istituto dell'Enciclopedia Italiana.
• (EN) Robert C. Brasted, oxygen, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
• Preparazione dell'ossigeno, su itchiavari.org.

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