O oxigénio é o elemento químico de número atómico 8 que constitui cerca da quinta parte do ar atmosférico terrestre na sua forma molecular O2. Nesta forma molecular que é composta por dois átomos deste elemento, o oxigénio é um gás.
A diminuição anormal da pressão parcial do oxigénio no sangue conhece-se como hipoxemia. A hipoxia, por sua vez, é a diminuição da difusão do oxigénio nos tecidos. Relativamente à anoxia, trata-se da falta quase total ou absoluta de oxigénio. A anoxia pode levar à morte do organismo.
Leia mais: Conceito de oxigénio - O que é, Definição e Significado http://conceito.de/oxigenio#ixzz3nLGMgpOxigênio (do grego "oxis", ácido e "genes", produtor) é um gás incolor, inodoro e insípido (ou seja, sem cor, sem cheiro e sem gosto), pouco solúvel em água, fazendo-se presente na natureza sob a forma de três isótopos estáveis: o oxigênio 16 (presente em 99,75% das ocorrências no meio ambiente); o oxigênio 17 (0,37% das ocorrências) e o oxigênio 18 (0,20% das ocorrências). É elemento pouco solúvel em água, e em temperatura ambiente, sua molécula é inerte; na presença, porém, de substâncias catalisadoras ou ao receber calor, reage com grande parte dos elementos químicos originando diversos compostos.
Em baixa atmosfera (ou seja, altitudes próximas à superfície terrestre), o oxigênio é abundante em sua forma diatômica (significa que o oxigênio é encontrado na natureza comumente sob a forma de dois isótopos do mesmo tipo combinado), representado pela fórmula O2. É sabidamente essencial para a manutenção da vida da grande maioria dos organismos vivos do planeta. Sua densidade é levemente superior à do ar, pelo fato de seus átomos serem de tamanho bastante reduzido. Estes átomos possuem oito elétrons, partículas elementares de carga negativa formadores da estrutura do mesmo. Por ser demasiado eletronegativo, o elemento possui alta propensão a unir-se aos ametais (exceto pelos halogênios) e aos metais, exceto pelo ouro e pela platina. Ao formar tais combinações, ocorre o desprendimento de calor - a combustão.
O elemento foi identificado pela primeira vez em 1772, graças ao químico Joseph Priestley, por meio de uma experiência de calcinação do nitrato de potássio. É ainda reconhecido como o elemento mais abundante dentro do globo terrestre, sendo responsável por aproximadamente um quinto da constituição do ar puro e oito nonos do peso da água. Dentre os vários constituintes do solo, está presente em praticamente todos (silicatos e carbonatos) bem como das substâncias orgânicas. Por meio de sua combustão obtêm-se vapor de água e gás carbônico, mas, caso encontre-se em quantidades insuficientes, o hidrogênio queima antes do carbono, do qual uma parte torna brilhante a chama, passando a figurar em forma de negro-de-fumo.
O oxigênio é um elemento químico do grupo dos calcogênios, ou grupo 6A da tabela periódica, tendo como símbolo químico "O", compondo aproximadamente 20% da atmosfera terrestre, fazendo-se presente na composição de todos os seres vivos.
Seu peso específico é de 1,10 g/cm3, com um ponto de fusão localizado em aproximadamente -218,79 graus Celsius, possuindo um peso atômico de 15,99. Seu número atômico é 8, valendo ao oxigênio um lugar entre os elementos denominados "ametais" na tabela periódica dos elementos químicos.SpO oxigénio (português europeu) ou oxigênio (português brasileiro) é um elemento químico de símbolo O, número atómico 8 (8 protões e 8 eletrões) com massa atómica 16u.
Na sua forma molecular e à temperatura ambiente, O2 é um gás incolor (azul em estado líquido[1] e sólido), insípido, inodoro, comburente, não combustível e poucosolúvel em água.
Representa aproximadamente 20% da composição da atmosfera terrestre. É um dos elementos mais importantes da química orgânica, participando de maneira relevante no ciclo energético dos seres vivos, sendo essencial na respiração celular dos organismos aeróbicos.
Uma outra molécula também formada por átomos de oxigénio é o ozôno (O3), cuja presença na atmosfera protege a Terra da incidência de radiação ultravioletaprocedente do Sol.
Índice
[esconder]Características principais[editar | editar código-fonte]
Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (PTN), o oxigénio se encontra no estado gasoso, formando moléculas biatómicas de fórmula molecular O2. Essa molécula é formada durante a fotossíntese das plantas que absorvem dióxido de carbono (CO2) e libertam oxigénio, e é utilizada pelos seres vivos no processo de respiração.
O oxigénio, tanto em estado líquido como em estado sólido, tem uma coloração ligeiramente azulada e, em ambos os estados, é paramagnético. O oxigénio líquido é usualmente obtido a partir da destilação fracionada do ar líquido, junto com o azoto (ou nitrogénio). O Oxigénio gasoso, que abastece hospitais e indústrias, comercialmente vendido em cilindros de alta pressão, pode ser obtido por meio de um processo de separação do ar, utilizando peneira molecular, chamado adsorção com alternância de pressão. Oxigénio gasoso também pode ser gerado no local de utilização por meio de máquinas que utilizam compressores, filtros, secadores de ar e concentradores de oxigénio com peneira molecular. Trata-se de uma alternativa viável economicamente a produção de oxigénio no local.
Aplicações[editar | editar código-fonte]
A principal utilização do oxigênio é como oxidante, devido à sua elevada eletronegatividade, superada somente pela do flúor. Por isso, o oxigênio líquido é usado como comburente nos motores de propulsão dos carros, embora, nos processos industriais, o oxigênio para a combustão seja obtido diretamente do ar.
Outras aplicações industriais oxigênio são a soldadura e a fabricação de aço e metanol.A medicina usa o oxigênio administrando-o como suplemento em pacientes com dificuldades respiratórias.
Também é engarrafado para ser respirado em diversas atividades desportivas ou profissionais, como o mergulho, em locais sem ventilação ou de atmosfera contaminada.
O oxigênio provoca uma resposta de euforia quando inalado. No século XIX, era utilizado misturado com o óxido nitroso como analgésico. Atualmente, essa mistura ressurgiu para evitar a dor em tratamentos dentários. Seu isótopo Oxigênio 15, radioativo com emissão de pósitron, é usado em medicina nuclear, na tomografia por emissão de pósitrons .
Na piscicultura o Oxigênio é utilizado no transporte de carga viva e para oxigenação dos tanques de crescimento para maior produção intensiva em menor espaço.
História[editar | editar código-fonte]
Uma das primeiras experiências conhecidas sobre a relação entre combustão e o ar foi realizada por Filão de Bizâncio, escritor grego do século II a.C., que tinha como um de seus interesses a mecânica. Em sua obra Pneumatica, Filão observou que invertendo um recipiente sobre uma vela acesa e colocando água em torno do gargalo do vaso resultava que um pouco de água subia para o gargalo.[2] Filão supôs erradamente que partes do ar no recipiente foram convertidas em elemento clássico fogo e, portanto, foram capazes de escapar através dos poros do vidro. Muitos séculos mais tarde, Leonardo da Vinci, com base no trabalho de Filão, observou que uma parte do ar é consumida durante a combustão e a respiração.[3]
No final do século XVII, Robert Boyle provou que o ar é necessário para a combustão. O químico inglês John Mayow refinou este trabalho, mostrando que o fogo requer apenas uma parte do ar, que ele chamou de nitroaereus spiritus ou apenas nitroaereus.[4] Num experimento, ele verificou que a colocação ou de um rato ou de uma vela acesa em um recipiente fechado sobre a água levava a água a subir e substituir um décimo quarto do volume do ar antes de sufocar os objetos da experiência.[5] A partir disso, ele supôs que nitroaereus é consumido tanto na respiração como na combustão.
Mayow observou que o antimônio aumentava de peso quando aquecido, e inferiu que o nitroaereus deve ter combinado com ele.[6]Também pensava que os pulmões separavam o nitroaereus do ar separada e passavam-no para o sangue e que o calor animal e o movimento dos músculos resultava da reação do nitroaereus com determinadas substâncias no organismo.[7] Relatos dessas e de outras experiências e ideias foram publicadas em 1668 em sua obra Tractatus duo no tratado "De respiratione".[8]
O elemento oxigênio foi descoberto pelo farmacêutico sueco Carl Wilhelm Scheele em 1771, porém o seu trabalho não obteve reconhecimento imediato. Muitos atribuem a Joseph Priestley o seu descobrimento, que ocorreu independentemente em 1 de agosto de 1774.
O nome oxigênio (do grego ὀξύς = ácido e, -geno, da raiz γεν = gerar), foi dado por Lavoisier em 1774 após ter observado que existiam muitos ácidos que continham oxigênio.
Compostos[editar | editar código-fonte]
Sua alta eletronegatividade o faz reagir com muitos elementos químicos exceptuando alguns poucos gases nobres (He, Ne e Ar) . Permanece com nox positivo somente quando está ligado ao flúor.
O composto mais notável do oxigênio é a água (H2O). Outros compostos importantes que apresentam o elemento oxigênio em sua composição são: dióxido de carbono, os álcoois (R-OH), aldeídos, (R-CHO), eácidos carboxílicos (R-COOH).
Os íons clorato (ClO3-), perclorato (ClO<sub((>4-), cromato (CrO42-), dicromato (Cr2O72-), permanganato (MnO4-) e nitrato (NO3-) são fortes agentes oxidantes. Os epóxidos são éteres na qual o átomo de oxigênio é um hétero-tomo.
O ozônio (O3) se forma mediante descargas elétricas a partir do oxigênio molecular (durante as tormentas elétricas, por exemplo).
No oxigênio líquido já foi encontrado, em pequenas quantidades, uma dupla molécula de oxigênio: (O2)2.
Ação biológica[editar | editar código-fonte]
O oxigênio respirado pelos organismos aeróbicos, liberado pelas plantas no processo de fotossíntese, participa na conversão de nutrientes em energia intracelular.
A redução do nível de oxigênio provoca a hipoxemia e, a falta total ocasiona a anoxia, podendo provocar a morte do ser vivo.
A hemoglobina é o pigmento que dá a cor aos glóbulos vermelhos (eritrócitos) e tem a função vital de distribuir o oxigênio pelo organismo.
Isótopos[editar | editar código-fonte]
O oxigênio tem três isótopos estáveis e dez radioativos. Todos os radioisótopos do oxigênio tem uma meia-vida de menos de três minutos.
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| símbolo nuclídeo | Z(p) | N(n) | massa isotópica (u) | meia-vida atômica | modo de decaimento(s)[9] | isótopo filha(o) Produto de decaimento(s)[n 1] | spin nuclear | representante da composição isotópica (fração molar) | gama de variação natural (fração molar) |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 12O | 8 | 4 | 12.034405(20) | 580(30)×10−24 s [0.40(25) MeV] | 2p (60.0%) | 10C | 0+ | ||
| p (40.0%) | 11N | ||||||||
| 13O | 8 | 5 | 13.024812(10) | 8.58(5) ms | β+ (89.1%) | 13N | (3/2-) | ||
| β+, p (10.9%) | 12C | ||||||||
| 14O | 8 | 6 | 14.00859625(12) | 70.598(18) s | β+ | 14N | 0+ | ||
| 15O | 8 | 7 | 15.0030656(5) | 122.24(16) s | β+ | 15N | 1/2- | ||
| 16O[10] | 8 | 8 | 15.99491461956(16) | Estável | 0+ | 0.99757(16) | 0.99738-0.99776 | ||
| 17O[11] | 8 | 9 | 16.99913170(12) | Estável | 5/2+ | 3.8(1)×10−4 | 3.7×10−4-4.0×10−4 | ||
| 18O[12] | 8 | 10 | 17.9991610(7) | Estável | 0+ | 2.05(14)×10−3 | 1.88×10−3-2.22×10−3 | ||
| 19O | 8 | 11 | 19.003580(3) | 26.464(9) s | β− | 19F | 5/2+ | ||
| 20O | 8 | 12 | 20.0040767(12) | 13.51(5) s | β− | 20F | 0+ | ||
| 21O | 8 | 13 | 21.008656(13) | 3.42(10) s | β− | 21F | (1/2,3/2,5/2)+ | ||
| 22O | 8 | 14 | 22.00997(6) | 2.25(15) s | β− (78.0%) | 22F | 0+ | ||
| β−, n (22.0%) | 21F | ||||||||
| 23O | 8 | 15 | 23.01569(13) | 82(37) ms | β−, n (57.99%) | 22F | 1/2+# | ||
| β− (42.0%) | 23F | ||||||||
| 24O | 8 | 16 | 24.02047(25) | 65(5) ms | β−, n (57.99%) | 23F | 0+ | ||
| β− (42.01%) | 24F | ||||||||
| 26O | 8 | 18 | (40) ns[13] [14] | β− | 26F | ||||
| n | 25O | ||||||||
Precauções[editar | editar código-fonte]
O oxigênio pode ser tóxico a elevadas pressões parciais.
Alguns compostos de oxigênio como o ozônio, o peróxido de hidrogênio e radicais hidroxila são muito tóxicos. O corpo humano possui mecanismos de proteção contra estas espécies tóxicas. Por exemplo, a glutação atua como antioxidante, como a bilirrubina que é um produto derivado do metabolismo da hemoglobina.
Referências
- ↑ Lox/LH2 Encyclopedia Astronautica. Visitado em 22 September 2015.
- ↑ Jastrow, Joseph. Story of Human Error. [S.l.]: Ayer Publishing, 1936. p. 171. ISBN 0836905687
- ↑ name="ECE499">Cook & Lauer 1968, p.499.
- ↑ name="EB1911">Britannica contributors. Encyclopaedia Britannica. 11th ed. [S.l.: s.n.], 1911. Página visitada em 2007-12-16.
- ↑ name="WoC">World of Chemistry contributors. World of Chemistry. [S.l.]: Thomson Gale, 2005. ISBN 0669327271 Página visitada em 2007-12-16.
- ↑ name="EB1911"/
- ↑ name="EB1911"/
- ↑ name="WoC"/
- ↑ http://www.nucleonica.net/unc.aspx
- ↑ A proporção entre 16O e 18O é usado para deduzir temperaturas da antiguidade
- ↑ Pode ser usado em estudos de ressonância magnética nuclear de vias metabólicas
- ↑ Pode ser usado no estudo de certas vias metabólicas
- ↑ http://www.nscl.msu.edu/~thoennes/isotopes/additional-isotopes-2012.pdf
- ↑ http://education.jlab.org/itselemental/iso008.html
[editar | editar código-fonte]
- Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M.. In: Clifford A. Hampel. The Encyclopedia of the Chemical Elements. New York: Reinhold Book Corporation, 1968. 499–512 p. LCCN 68-29938
Ligações externas[editar | editar código-fonte]
- 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
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