Este artículo trata sobre el elemento químico (O). Para otros usos de este término, véase Oxígeno (desambiguación). Para el compuesto químico O2, véase Dioxígeno. Oxígeno Nitrógeno ← Oxígeno → Flúor -     8 O                                                                                                                                                                                                                                           O S Tabla completa • Tabla extendida Información general Nombre, símbolo, número Oxígeno, O, 8 Serie química No metales Grupo, período, bloque 16, 2, p Densidad 1,429 kg/m3 Dureza Mohs {{{dureza}}} Apariencia Incoloro N° CAS 7782-44-7 N° EINECS 231-956-9 Propiedades atómicas Masa atómica 15,9994 u Radio medio {{{radio_medio}}} pm Radio atómico (calc) 60 (48) pm (Radio de Bohr) Radio iónico {{{radio_iónico}}} Radio covalente 73 pm Radio de van der Waals 152 pm Configuración electrónica 1s22s22p4 Electrones por nivel de energía {{{electrones_por_nivel}}} Estado(s) de oxidación -2, -1 (neutro) Óxido {{{óxido}}} Estructura cristalina cúbica Propiedades físicas Estado ordinario Gas (paramagnético) Punto de fusión 50,35 K Punto de ebullición 90,18 K Punto de inflamabilidad {{{P_inflamabilidad}}} K Entalpía de vaporización 3,4099 kJ/mol Entalpía de fusión 0,22259 kJ/mol Presión de vapor {{{presión_vapor}}} Temperatura crítica {{{T_crítica}}} K Presión crítica {{{P_crítica}}} Pa Volumen molar 17,36×10-3 m3/mol Velocidad del sonido 317,5 m/s a 293.15 K (20 °C) Varios Electronegatividad (Pauling) 3,44 Calor específico 920 J/(K·kg) Conductividad térmica 0,026 74 W/(K·m) 1.ª Energía de ionización 1313,9 kJ/mol 2.ª Energía de ionización 3388,3 kJ/mol 3.ª Energía de ionización 5300,5 kJ/mol 4.ª Energía de ionización 7469,2 kJ/mol 5.ª Energía de ionización {{{E_ionización5}}} kJ/mol 6.ª Energía de ionización {{{E_ionización6}}} kJ/mol 7.ª Energía de ionización {{{E_ionización7}}} kJ/mol 8.ª Energía de ionización {{{E_ionización8}}} kJ/mol 9.ª Energía de ionización {{{E_ionización9}}} kJ/mol 10.ª Energía de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol Isótopos más estables iso AN Periodo MD Ed PD MeV 16O 99,762% Estable con 8 neutrones 17O 0,038% Estable con 9 neutrones 18O 0,2% Estable con 10 neutrones Nota: unidades según el SI y en CNPT, salvo indicación contraria. Por una coincidencia interesante de la naturaleza, el oxígeno líquido tiene el color celeste del cielo. Es importante observar que sin embargo, estos dos fenómenos no tienen relación (el azul del cielo es debido a la dispersión de Rayleigh y estaría presente aunque no hubiese oxígeno en el aire). El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y símbolo O. En su forma molecular más frecuente, O2, es un gas a temperatura ambiente. Representa aproximadamente el 20,9% en volumen de la composición de la atmósfera terrestre. Es uno de los elementos más importantes de la química orgánica y participa de forma muy importante en el ciclo energético de los seres vivos, esencial en la respiración celular de los organismos aeróbicos. Es un gas incoloro, inodoro (sin olor) e insípido. Existe una forma molecular formada por tres átomos de oxígeno, O3, denominada ozono cuya presencia en la atmósfera protege la Tierra de la incidencia de radiación ultravioleta procedente del Sol. Un átomo de oxígeno combinado con dos de hidrógeno forman una molécula de agua. Contenido 1 Características principales 2 Descubrimiento 3 Rol biológico 4 Isótopos 5 Iones típicos 6 Usos y aplicaciones 7 Precauciones 8 Véase también 9 Enlaces externos // editar Características principales Tubo de descarga lleno de oxigenio puro. En condiciones normales de presión y temperatura, el oxígeno se encuentra en estado gaseoso formando moléculas diatómicas (O2) que a pesar de ser inestables se generan durante la fotosíntesis de las plantas y son posteriormente utilizadas por los animales, en la respiración (ver ciclo del oxígeno). También se puede encontrar de forma líquida en laboratorios. Si llega a una temperatura menor que -219 °C, se convierte en un sólido cristalino azul. Su valencia es 2. editar Descubrimiento Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) farmacéutico y químico sueco (aunque de origen alemán), describe el descubrimiento del oxígeno, producido durante sus trabajos entre 1772 y 1773, en su libro Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer (Tratado químico del aire y del fuego) publicado en 1777. Tradicionalmente este descubrimiento ha sido atribuido al químico inglés Joseph Priestley (1733-1804), quien lo descubrió de manera independiente en 1772, aunque el primero que publicó un trabajo sobre este gas y le dio nombre fue el químico francés Lavoisier (1743-1794) en 1777, siendo el descubridor oficial. Utilizó para ello dos raíces griegas ὀξύς (oxýs) (ácido, literalmente "punzante", por el sabor de los ácidos) y -γενής (-genēs) ("generador, que engendra"), porque creyó que el oxígeno era un constituyente indispensable de los ácidos. Al calentar monóxido de mercurio, Priestley obtuvo dos vapores: uno se condensó en gotas, el mercurio, pero ¿qué era el otro? Priestley juntó ese gas en un recipiente e hizo algunos ensayos: si introducía una brasa de madera, ardía; si acercaba ratones vivos, éstos se volvían muy activos. En vista de lo cual, Priestley inhaló un poco de ese gas y notó que se sentía muy "ligero y cómodo". A este gas lo llamó aire desflogistizado, hoy sabemos que era oxígeno. Sin saberlo, Priestley fue la primera persona que usó la mascarilla de oxígeno. editar Rol biológico El oxígeno respirado por los organismos aerobios, liberado por las plantas mediante la fotosíntesis, participa en la conversión de nutrientes en energía (ATP) y es imprescindible para la vida. Todas las células del cuerpo humano precisan del oxígeno para poder vivir. Su disminución provoca hipoxia y la falta total de él anoxia pudiendo provocar la muerte del organismo. editar Isótopos El oxígeno tiene tres isótopos estables y diez radioactivos. Todos sus isótopos radioactivos tienen un periodo de semidesintegración de menos de tres minutos. editar Iones típicos El oxígeno puede formar gran variedad de iones y estados de oxidación distintos Óxido, O2− estado de oxidación -2 Peróxido, O22− estado de oxidación -1 Superóxido, O2− estado de oxidación -1/2 Ozónido, O3− estado de oxidación -1/3 Combinaciones con el flúor, únicas con oxígeno en estado de oxidación positivo: FOOF (F2O2): Estado de oxidación +1. FOF (F2O1): Estado de oxidación +2. editar Usos y aplicaciones Se usan grandes cantidades de oxigeno en los sopletes para soldar a altas temperaturas, en los cuales, la mezcla de oxigeno y otro gas produce una llama con una temperatura muy superior a la que se obtiene quemando gases en aire. Él oxigeno se le administra a pacientes con problemas respiratorios y también a las personas que vuelan a altitudes elevadas, donde la baja concentración de oxigeno no permite la respiración normal. El aire enriquecido con oxigeno se usa para fabricar acero en los hornos de hogar abierto. Él oxigeno de gran pureza se utiliza en la industria de fabricación de metal. Es muy importante como líquido propulsor en los mísiles teledirigidos y en los cohetes. editar Precauciones El oxígeno puede ser tóxico a elevadas presiones parciales. Algunos compuestos como el ozono, el peróxido de hidrógeno y radicales hidroxilo son muy tóxicos, produciendo estrés oxidativo. El cuerpo humano posee mecanismos de protección contra estas especies tóxicas. Por ejemplo la superoxido dismutasa, catalasa y la glutation peroxidasa actúan como antioxidantes enzimáticos, al igual que la bilirrubina (un producto derivado del metabolismo de la hemoglobina), la vitamina C, vitamina E, etc. que actúan como antioxidantes no enzimáticos o barredores de radicales libres. editar Véase también Anoxia Ciclo del oxígeno Oxígeno diatómico o gaseoso Terapia mediante oxígeno editar Enlaces externos Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre Oxígeno.Commons Enciclopedia Libre Los Alamos National Laboratory - Oxygen WebElements.com - Oxygen EnvironmentalChemistry.com - Oxygen It's Elemental - Oxygen Oxygen Therapy - The First 150 Years Oxygen Toxicity