Lossigeno (simbolo O) è l'elemento chimico della tavola periodica degli elementi che ha numero atomico 8. È un elemento del secondo periodo, dove è collocato tra l'azoto e il fluoro, è il primo elemento del gruppo 16 e, avendo configurazione elettronica [He] 2s2 2p4, fa parte del blocco p.
È un elemento tipicamente non metallico, altamente reattivo e ossidante, che forma facilmente ossidi e altri composti derivati con la maggior parte degli elementi. Dopo il fluoro, è anche l'elemento più elettronegativo nella tavola periodica (χ = 3,44). Per massa, è il terzo elemento più abbondante dell'universo, dopo l'idrogeno e l'elio. Il suo isotopo stabile più abbondante 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'ariaCook & Lauer 1968, p.500); legato ad altri elementi, è l'elemento chimico più comune della crosta terrestre, rappresentandone circa il 47% della massa, ed entra inoltre nella molecola dell'acqua (H2O).
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, per il sistema di supporto vitale degli aeromobili, dei sottomarini e dei veicoli spaziali, per le attività subacquee ricreative, come comburente nei propellenti per razzi. Entra inoltre nei processi di produzione dell'acciaio e della plastica, nella brasatura, saldatura e nel taglio di alcuni metalli.
Storia 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. Nel 1777 Antoine-Laurent de Lavoisier diede il nome all'elemento, che deriva dal greco ὀξύς, oxýs, "acido" (letteralmente: "appuntito") e la radice γεν-, ghen-, che significa "generare".. 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 L'ossigeno (8O) è il terzo elemento per abbondanza nell'Universo (dopo idrogeno e elio) e l'elemento più abbondante sulla crosta terrestre, dove è presente nella misura del 46,1%, seguito dal silicio (28,2%) e dall'alluminio (8,23%) ed è anche il più abbondante sulla Luna.
Dell'elemento ossigeno si conoscono almeno 17 isotopi, con numeri di massa che vanno da A = 12, ad A = 28. Tra questi, quelli presenti in natura, e che sono stabili, sono i tre isotopi che seguono, con le loro abbondanze relative in parentesi: 16O (99,762%, il più abbondante, con N = Z, neutroni pari ai protoni), e 17O (0,038%, 1 neutrone in più) e 18O (0,200%, 2 neutroni in più).
Isotopi naturali La quasi totalità dell'ossigeno è rappresentata da 16O (spin 0), un nuclide molto stabile, che ha un'energia di legame per nucleone molto alta, pari a 7,9762 MeV/A, superiore a quella di tutti gli isotopi degli elementi precedenti. La maggior parte di esso viene prodotta nelle fasi finali della fusione dell'elio nelle stelle massive.
L'isotopo 17O (spin 5/2) è l'unico ad avere un momento angolare nucleare, cosa che rende possibile la risonanza magnetica nucleare dell'ossigeno (17O-RMN); tuttavia, il valore maggiore di 1/2 del suo spin comporta anche avere un momento di quadrupolo nucleare, che fa sì che i picchi negli spettri siano larghi e questo penalizza la tecnica limitandone la risoluzione; inoltre la scarsissima abbondanza dell'isotopo e la sua bassa recettività impongono la necessità di avere alte concentrazioni dei campioni da analizzare.
L'isotopo 18O (spin 0) è impiegato nella produzione del fluoro-18 che serve, ad esempio, per la tomografia ad emissione di positrone (PET). A tale scopo, l'acqua arricchita in questo isotopo viene irradiata con protoni energetici (≈ 18 MeV), in tal modo 18O incorpora un protone ed espelle un neutrone:
18O + p → 18F + n.
Il fluoro così prodotto in forma di fluoruro viene usato per la sintesi del fluorodesossiglucosio da iniettare nel paziente per l'esame PET.
Isotopi radioattivi Il 14O (spin 0) per il 99,9% dei casi decade per emissione di positrone (β+, decadimento beta positivo) e per il restante per cattura elettronica (ε), in entrambi i casi con emissione di un neutrino e trasformandosi in azoto-14, stabile; l'energia rilasciata è Q = 4.122 keV e l'emivita è T1/2 = 1,177 minuti.
Il 15O (spin 1/2-), l'isotopo più longevo, è presente in tracce nell'atmosfera. Per il 99,9% dei casi decade per emissione di positrone (β+, decadimento beta positivo) e per il restante per cattura elettronica (ε), in entrambi i casi con emissione di un neutrino e trasformandosi in azoto-15, stabile; (Q = 1.732 keV; T1/2 = 2,037 minuti). Anche questo isotopo può essere usato per la PET per lo studio del metabolismo dell'ossigeno e del flusso sanguigno; viene prodotto per bombardamento dell'azoto-14 con deuteroni, secondo la reazione:
14N + 2H → 15O + n.
Questo isotopo, insieme a 13N, si forma nell'atmosfera dall'ossigeno per interazione con i raggi gamma prodotti dai fulmini durante i temporali:
16O + γ → 15O + n
Il 19O (spin 5/2) decade emettendo un elettrone con emissione di un antineutrino (β−, decadimento beta negativo), trasformandosi in fluoro-19, stabile; (Q = 4.822 keV; T1/2 = 26,88 secondi).
Il 20O (spin 0) decade emettendo un elettrone con emissione di un antineutrino (β−, decadimento beta negativo), trasformandosi in fluoro-20; (Q = 3.815 keV; T1/2 = 13,51 secondi); il fluoro-20 così prodotto è instabile e decade a sua volta β−, dando neon-20, stabile. Questo isotopo venne prodotto nel 1959 irradiando con nuclei di trizio l'ossigeno-18 presente in campioni arricchiti:
18O + 3H → 20O + p
Allotropi Ossigeno atomico L'ossigeno atomico, indicato come O(3P) oppure O(3P) Ryan D. McCulla, Saint Louis University (2010). "Atomic Oxygen O(3P): Photogeneration and Reactions with Biomolecules"., 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.. NASA.gov. 17 febbraio 2011.
L'ossigeno atomico è stato rilevato su Marte dalle sonde Mariner e Viking, e dall'osservatorio SOFIA.
Ossigeno biatomico A temperatura e pressione standard, l'ossigeno si trova in forma di gas costituito da molecole biatomiche O2 (numero CAS: ). Questa forma dell'elemento, che è di gran lunga la più diffusa, in una nomenclatura non ambigua può essere chiamata "diossigeno" o "ossigeno biatomico".La dizione "ossigeno molecolare" per la specie O2, seppure diffusa, è da evitare in quanto può comprendere la specie O3, l'ozono, molecola termodinamicamente stabile in sé e presente naturalmente nell'alta atmosfera terrestre. Questa sostanza è un importante componente dell'aria, venendo costantemente prodotta nella fotosintesi clorofilliana dall'acqua e dall'anidride carbonica ad opera delle piante, ed è necessaria per la respirazione degli esseri viventi.
L'ossigeno biatomico O2, allo stato liquido e a quello solido, ha colore azzurro ed è altamente paramagnetico. 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
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
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 L'ossigeno è l'elemento più abbondante della crosta terrestre.. 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 (SiO) e carbonati (CO), 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.. 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, ed è presente anche su Marte (dove la sua abbondanza nell'atmosfera marziana è dello 0,15%).
Produzione Preparazione in laboratorio La preparazione dell'ossigeno biatomico O2 in laboratorio avviene attraverso reazioni endotermiche che coinvolgono composti ossigenati, ad esempio:.
2KClO3 -> 2KCl + 3O2
questa reazione ha carattere esplosivo per cui viene condotta a bassa temperatura su catalizzatore a base di biossido di manganese (MnO2).
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
A livello industriale è possibile ottenere ossigeno biatomico attraverso: separazione criogenica dell'aria;. separazione dell'aria per adsorbimento;. separazione dell'aria per filtrazione a membrana..
Il processo di separazione criogenica dell'aria, messa a punto tra il 1901 e il 1910 dall'ingegnere tedesco Carl von Linde, 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 , in quanto a questa temperatura l'ossigeno biatomico è liquido mentre l'azoto molecolare è gassoso per cui è possibile separarli..
Composti