OXIGENO (O)


IncoloroEl oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y representado por el símbolo O. Su nombre proviene de las raíces griegas áœ€ξύς (oxys) («ácido», literalmente «punzante», en referencia al sabor de los ácidos) y –γόνος (-gonos) («productor», literalmente «engendrador»), porque en la época en que se le dio esta denominación se creía, incorrectamente, que todos los ácidos requerían oxígeno para su composición. En condiciones normales de presión y temperatura, dos átomos del elemento se enlazan para formar el dioxígeno, un gas diatómico incoloro, inodoro e insípido con fórmula O2. Esta sustancia comprende una importante parte de la atmósfera y resulta necesaria para sostener la vida terrestre.

El oxígeno forma parte del grupo de los anfígenos en la tabla periódica y es un elemento no metálico altamente reactivo que forma fácilmente compuestos(especialmente óxidos) con la mayoría de elementos, excepto con los gases nobles helio y neón. Asimismo, es un fuerte agente oxidante y tiene la segundaelectronegatividad más alta de todos los elementos, solo superado por el flúor.  Medido por su masa, el oxígeno es el tercer elemento más abundante del universo, tras el hidrógeno y el helio, y el más abundante en la corteza terrestre, formando prácticamente la mitad de su masa. Debido a su reactividad química, el oxígeno no puede permanecer en la atmósfera terrestre como elemento libre sin ser reabastecido constantemente por la acción fotosintética de los organismos que utilizan la energía solar para producir oxígeno elemental a partir del agua. El oxígeno elemental O2 solamenteempezó a acumularse en la atmósfera después de la aparición de estos organismos, aproximadamente hace 2500 millones de años. El oxígeno diatómico constituye el 20  % del volumen de la atmósfera terrestre.

Dado que constituye la mayor parte de la masa del agua, es también el componente mayoritario de la masa de los seres vivos. Muchas de las moléculas más importantes que forman parte de los seres vivos, como las proteínas, los ácidos nucleicos, los carbohidratos y los lípidos, contienen oxígeno, así como los principales compuestos inorgánicos que forman los caparazones, dientes y huesos animales. El oxígeno elemental se produce por cianobacterias, algas y plantas, y todas las formas complejas de vida lo usan para su respiración celular. El oxígeno es tóxico para los organismos de tipo anaerobio obligado, lasformas tempranas de vida que predominaban en la Tierra hasta que el O2 comenzó a acumularse en la atmósfera. Otra forma (alótropa) del oxígeno, elozono (O3), ayuda a proteger la biosfera de la radiación ultravioleta a gran altitud, en la llamada capa de ozono, pero es contaminante cerca de la superficie, donde es un subproducto del esmog. A altitudes aún mayores de la órbita baja terrestre, el oxígeno atómico tiene una presencia significativa y causa erosión en las naves espaciales.

Carl Wilhelm Scheele descubrió el oxígeno de forma independiente en Uppsala en 1773, o incluso antes, y Joseph Priestley, en Wiltshire en 1774, pero el honor suele adjudicársele a Priestley debido a que publicó su trabajo antes. Antoine Lavoisier, cuyas investigaciones ayudaron adesacreditar la entonces popular teoría del flogisto de combustión y corrosión, acuñó el nombre «oxígeno» en 1777. Este se produce industrialmente mediante la destilación fraccionada de aire licuado, el uso de zeolita con ciclos de presión para concentrar el oxígeno del aire, la electrólisis del agua y otros medios. El oxígeno se utiliza en la producción de acero, plásticos y textiles; los propulsores de cohetes; la oxigenoterapia; y la asistencia para la respiración en aeronaves, submarinos, vuelos espaciales y submarinismo.

Historia
Primeros experimentos

El experimento de Filón inspiró a investigadores posteriores.

Uno de los primeros experimentos conocidos sobre la relación entre la combustión y el aire lo desarrolló el escritor sobre mecánica de la Antigua Grecia Filón de Bizancio, en el S. II a. C. En su obra Pneumatica, Filón observó que invirtiendo un recipiente sobre una vela prendida y rodeando el cuello de este con agua, una parte del líquido subía por el cuello.  Supuso, de forma incorrecta, que algunas partes del aire en el recipiente se convertían en elemento clásico del fuego y, entonces, era capaz de escapar a través de poros en el cristal. Muchos siglos después,Leonardo da Vinci observó que una porción del aire se consume durante la combustión y la respiración.

A finales del S. XVII, Robert Boyle probó que el aire es necesario para la combustión. El químico inglés John Mayow perfeccionó su trabajo mostrando que solo requería de una parte del aire, que llamó spiritus nitroaereus o simplemente nitroaereus.53 En un experimento, descubrióque, colocando tanto un ratón como una vela encendida en un contenedor cerrado sobre agua, hacía que esta subiera y reemplazara un catorceavo del volumen del aire antes de que se apagara la vela y muriera el ratón.54 Debido a esto, supuso que el nitroaereus se consume tanto por la respiración como por la combustión.

Mayow observó que el antimonio incrementaba su peso al calentarse e infirió que el nitroaereus debía haberse combinado con él.  Pensó también que los pulmones separaban el nitroaereusdel aire y lo pasaba a la sangre, y que el calor animal y el movimiento muscular eran producto de la reacción del nitroaereus con ciertas sustancias en el cuerpo.  Publicó informes sobre estos experimentos y otras ideas en 1668, en su obra Tractatus duo, en el tratado «De respiratione».

Teoría del flogisto

Georg Stahl ayudó a desarrollar y popularizar la teoría del flogisto.
Robert Hooke, Ole Borch, Mijaíl Lomonósov y Pierre Bayen produjeron oxígeno durante experimentos entre los siglos XVII y XVIII, pero ninguno de ellos lo reconoció como un elemento.55 Esto pudo deberse en parte a la prevalencia de la filosofía de la combustión y la corrosión, denominada teoría del flogisto, que por aquel entonces era la explicación preferida para esos procesos.

Esta teoría, establecida en 1667 por el químico alemán Johann Joachim Becher y modificada por el también químico Georg Stahl en 1731,  postulaba que todos los materiales combustibles constaban de dos partes; una, llamada flogisto, que era emitida al quemar la sustancia en cuestión, y otra, denominada desflogisticada, quese tenía por su verdadera forma o calx (ceniza; creta en latín).

Los materiales altamente combustibles que dejan poco residuo, como la madera o el carbón, se creían hechos en su mayor parte por flogisto, mientras las sustancias no combustibles que corroen, como el hierro, contienen muy poco. El aire no tenía ningún papel en la teoría del flogisto ni se realizaron experimentos cuantivativos para poner a prueba la idea; por el contrario, se basaba en observaciones de lo que sucedía cuando algo se quemaba: los objetos más comunes parecían volverse más ligeros y perder algo en el proceso.  El hecho de que una sustancia como la madera realmente ganara peso en su conjunto durante el quemado se ocultaba por la flotabilidad de los productos gaseosos de la combustión. Una de las primeras pistas sobre la falsedad de la teoría del flogisto fue que los metales también ganaban peso en la oxidación (cuando supuestamente perdían flogisto).

Descubrimiento

Carl Wilhelm Scheele se adelantó a Priestley en el descubrimiento, pero publicó su trabajo con posterioridad.


El descubrimiento se le suele adjudicar a Joseph Priestley.

El oxígeno fue descubierto por el farmacéutico sueco Carl Wilhelm Scheele, que produjo oxígeno gaseoso calentando óxido de mercurio y variosnitratos alrededor de 1772.  Scheele llamó al gas «aire del fuego», porque era el único apoyo conocido para la combustión, y escribió un informe de su descubrimiento en un manuscrito que tituló «Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer» («Tratado químico del aire y del fuego») y envió a su editor en1775, si bien no se publicó hasta 1777.

Entre tanto, el 1 de agosto de 1774, el clérigo británico Joseph Priestley condujo un experimento en el que enfocó la luz solar sobre óxido de mercurio (II) (HgO) en el interior de un tubo de cristal, que liberó un gas que él llamó «aire desflogisticado».  Notó que las velas prendían más vívamente en el gas y que el ratón estaba más activo y vivía más tiempo mientras lo respiraba. Tras inhalar él mismo el gas, escribió: «La sensación del gas en mis pulmones no era perceptiblemente diferente al del aire normal, pero sentí mi pecho particularmente ligero y desahogado durante un rato después». Priestley publicó sus hallazgos en 1775 en un artículo titulado «An Account of Further Discoveries in Air» («Informe de más descubrimientos en el aire»), que incluyó en el segundo volumen de su libro titulado Experiments and Observations on Different Kinds of Air. Debido a que publicó sus hallazgos primero, Priestley suele ser considerado el autor del descubrimiento.

El renombrado químico francés Antoine Lavoisier reclamó posteriormente haber descubierto la sustancia de forma independiente. No obstante, Priestley visitó a Lavoisier en octubre de 1774 y le habló sobre su experimento y cómo había liberado el nuevo gas. Scheele también escribió una carta a Lavoisier el 30 de septiembre de ese mismo año, en la que describía su propio descubrimiento de la sustancia antes desconocida, pero el francés nunca accedió a recibirla. Después de la muerte de Scheele se encontró una copia de la carta entre sus pertenencias.

Contribución deLavoisier

Antoine Lavoisier desacreditó la teoría del flogisto.

Aunque fue cuestionado en su época, Lavoisier condujo los primeros experimentos cuantitativos adecuados sobre la oxidación y dio la primera explicación correcta acerca del funcionamiento de la combustión. Usó estos y otros experimentos similares que comenzaron en 1774 para desacreditar la teoría del flogisto y para demostrar que la sustancia descubierta por Priestley y Scheele era un elemento químico.

En un experimento, Lavoisier observó que no se producía un incremento global en el peso cuando el estaño y el aire se calentaban en un contenedor cerrado.  Notó que, cuando abrió el contenedor, el aire entró súbitamente en él, lo que indicaba que parte del aire atrapado se había consumido. También notó que el estaño había aumentado su peso y que el aumento era igual al del peso del aire que volvió al contenedor cuando lo abrió. Este y otros experimentos sobre la combustión se documentaron en su libro Sur la combustion en général, publicado en 1777.  En esa obra, probó que el aire es una mezcla de dos gases: el «aire esencial», fundamental para la combustión y la respiración, y el azote (del griego áŒ„ζωτον, sin vida), que no servía para ninguna de las dos y se denominaría posteriormente nitrógeno.

Lavoisier renombró al «aire esencial» como oxígeno en 1777, desde las raíces griegas áœ€ξύς (oxys) (ácido, literalmente «punzante», por el sabor de los ácidos) y -γενI®ς (-genA“s productor, literalmente «engendrador»), porque pensaba, erróneamente, que el oxígeno era un constituyente de todos los ácidos.  Losquímicos —en particular sir Humphry Davy en 1812— al cabo de un tiempo determinaron que Lavoisier se equivocó en su apreciación, pues, de hecho, es el hidrógeno el que forma la base de los ácidos, pero el nombre ya se había popularizado.
Historia posterior

Robert Goddard y un cohete de combustible de oxígeno líquido.

La hipótesis atómica original de John Dalton asumía que todos los elementos eran monoatómicos y que los átomos de los compuestos tendrían normalmente las relaciones atómicas más simples. Por ejemplo, Dalton pensaba que la fórmula del agua era HO, presentando la masa atómica del oxígeno como 8 veces la del hidrógeno, en vez de 16, el valor que se le da hoy en día.  En 1805, Louis Joseph Gay-Lussac y Alexander von Humboldt mostraron que el agua está formada por dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno y, en 1811, Amedeo Avogadro dio con la correcta interpretación de la composición del líquido, basado en la que hoy se denomina Ley de Avogadro y en la suposición de moléculas diatómicas elementales.

A finales del S. XIX, los investigadores se dieron cuenta de que el aire podía licuarse y sus componentes aislarse mediante compresión y enfriamiento. Utilizando un método decascada, el químico y físico suizo Raoul Pictet evaporó dióxido de azufre para licuar dióxido de carbono, que por su parte era evaporado para enfriar el oxígeno gaseoso lo suficiente para pasarlo a líquido. Envió un telegrama a la Academia de Ciencias de Francia el 22 de diciembre de 1877 anunciando su descubrimiento del oxígeno líquido.  Solo dos días después, el físicofrancés Louis Paul Cailletet anunció su propio método para licuar oxígeno molecular.  En ambos casos solo se produjeron unas pocas gotas del líquido, por lo que no se pudo llevar a cabo un análisis concluyente. El oxígeno fue licuado de forma estable por primera vez el 29 de marzo de 1883 por los científicos polacosde la Universidad Jagellónica Zygmunt Wróblewski y Karol Olszewski.
En 1891, el químico escocés James Dewar pudo producir la suficiente cantidad de oxígeno líquido para estudiarlo.

 El primer proceso viable comercialmente para producir oxígeno líquido fue desarrollado en 1895 de forma independiente por los ingenieros Carl von Linde, alemán, y William Hampson, británico. Redujeron la temperatura del aire hasta que se licuó y, entonces, destilaron los componentes gaseosos haciéndolos bullir uno a uno y capturándolos.  Más tarde, en 1901, la soldadura de oxiacetileno se demostró por primera vez al quemar una mezcla de acetileno y O2 comprimido. Este método de soldaje y cortado del metal se convertiría después en corriente.

El físico William Thomson, en 1898, calculó que el oxígeno que permanece en el planeta tiene solo unos 400 o 500 años, basándose en el ritmo de uso de los combustibles fósiles en la combustión.

En 1923, el científico estadounidense Robert Goddard se convirtió en la primera persona en desarrollar un motor cohete, que usaba gasolina como combustible y oxígeno líquido como oxidante. El 16 de marzo, hizo volar con éxito un pequeño cohete propulsado por combustible líquido durante 56 m a 97 km/h, en Auburn (Massachusetts).

Producciónindustrial


El voltámetro de Hofmann se usa en la electrólisis del agua.
Se emplean principalmente dos métodos para producir 100 millones de toneladas de O2 extraídas del aire para usos industriales cada año.  El más común consiste en destilar fraccionadamente aire licuado en sus diversos componentes, con el N2 destilado como vapor y el O2 dejado como líquido.

El otro método principal de obtención de O2 gaseoso consiste en pasar un chorro de aire limpio y seco a través de un lecho de tamices moleculares de zeolita, que adsorben el nitrógeno y dejan pasar un chorro de gas que es de un 90 a un 93 % O2.  Simultáneamente, el otro lecho de zeolita saturada de nitrógeno libera este gas al reducir la presión de funcionamiento de la cámara e introducir en ella a contracorriente parte del oxígeno separado en el lecho productor. Después de cada ciclo completo, los lechos se intercambian, permitiendo un suministro constante de oxígeno. Esto se conoce por adsorción por oscilación de presión y se utiliza para producir oxígeno a pequeña escala.

El oxígeno también puede producirse mediante la electrólisis del agua, descomponiéndola en oxígeno e hidrógeno, para lo cual debe usarse una corriente continua; si se usara una corriente alterna, los gases de cada extremo consistirían en hidrógeno y oxígeno en la explosiva relación 2:1. Contrariamente a la creencia popular, la relación 2:1 observada en la electrólisis de corriente continua del agua acidificada no demuestra que la fórmula empírica del agua sea H2O, a menos que se asuman ciertas premisas sobre la fórmula molecular delhidrógeno y el oxígeno. Un método similar es la evolución electrocatalítica del O2 de óxidos a oxoácidos. También se pueden usar catalizadores químicos, como en el generador químico de oxígeno o en las velas de oxígeno que se usan en el equipamiento de apoyo en submarinos y que aún son parte del equipamiento estándar en aerolíneas comerciales para casos de despresurización. Otra tecnología de separación del aire consiste en forzar la disolución del aire a través de membranas de cerámica basadas endióxido de zirconio, ya sea por alta presión o por corriente eléctrica, para producir O2 gaseoso prácticamente puro.

Para grandes cantidades, el precio del oxígeno líquido era en 2001 de aproximadamente 0  USD/kg.

 El coste de la energía necesaria para licuar el aire supone el principal coste de producción, por lo cual el coste del oxígeno varía en función del de la energía. Por razones de economía, el oxígeno se suele transportar en grandes cantidades en estado líquido, almacenado en tanques especialmente aislados, ya que un litro de oxígeno licuado equivale a 840 litros de oxígeno gaseoso a presión atmosférica y 20 °C (68 °F).  Estas cisternas se usan para rellenar los grandes contenedores de oxígeno líquido que se encuentran en el exterior de los hospitales y demás instituciones que necesitan ingentes cantidades de oxígeno gaseoso puro. El oxígeno líquido se pasa por unos intercambiadores de calor que convierten el líquido criogénico en gas antes de que entre en el edificio. El oxígeno también se almacena y envía en cilindros que contienen el gas comprimido, loque resulta útil para ciertas aplicaciones médicas portátiles y oxicorte.

Usos y aplicaciones

El 55 % de la producción mundial de oxígeno se consume en la producción de acero Otro 25 % se dedica a la industria química. Del 20 % restante la mayor parte se usa para aplicaciones medicinales, oxicorte, como oxidante en combustible de cohetes y en tratamiento de aguas.

Medicina

El propósito esencial de la respiración es tomar el O2 del aire y, en medicina, se usan suplementos de oxígeno. El tratamiento no solo incrementa los niveles de oxígeno en la sangre del paciente, sino que tiene el efecto secundario de disminuir la resistencia al flujo de la sangre en muchos tipos de pulmones enfermos, facilitando el trabajo de bombeo del corazón. La oxigenoterapia se usa para tratar el enfisema, la neumonía, algunas insuficiencias cardíacas, algunos desórdenes que causan una elevada presión arterial pulmonar y cualquier enfermedad que afecte a la capacidad del cuerpo para tomar y usar el oxígeno.

Los tratamientos son lo suficientemente flexibles como para ser usados en hospitales, la vivienda del paciente o, cada vez más, con instrumentos móviles. Así, las tiendas de oxígeno se solían usar como suplementos de oxígeno, pero han ido sustituyéndose por las máscaras de oxígeno y las cánulas nasales.

La medicina hiperbárica (de alta presión) usa cámaras especiales de oxígeno para aumentar la presión parcial del O2 en el paciente y, cuando son necesarias, en el personal médico.  La intoxicación por monóxido de carbono, la mionecrosis (gangrena gaseosa) y el síndrome dedescompresión a veces se tratan con estos aparatos.  El aumento de la concentración del O2 en los pulmones ayuda a desplazar el monóxido de carbono del hemogrupo de hemoglobina.  El oxígeno es tóxico para la bacteria anaerobia que causa la gangrena gaseosa, de manera que aumentar su presión parcial ayuda a acabar con ellas.  El síndrome de descompresión les sucede a los buzos que salen demasiado rápido del mar, lo que resulta en la formación de burbujas de gas inerte, sobre todo nitrógeno, en su sangre.

También se usa oxígeno para pacientes que necesitan ventilación mecánica, normalmente a concentraciones superiores al 21 % encontrado en el aire ambiental. Por otra parte, el isótopo 15O se usó de forma experimental en la tomografía por emisión de positrones.

Características

Estructura

Tubo de descarga lleno de oxígeno puro.

Un hilo de oxígeno líquido se desvía por un campo magnético, ilustrando su propiedad paramagnética.

En condiciones normales de presión y temperatura, el oxígeno es un gas incoloro e inodoro con fórmula molecular O2, en el que dos átomos de oxígeno se enlazan con una configuración electrónica en estado triplete. Este enlace tiene un orden de enlace de dos y se suele simplificar en las descripciones como un enlace doble8 o como una combinación de un enlace de dos electrones y dos enlaces de tres electrones.

El oxígeno triplete —no debe confundirse con el ozono, O3— es el estado fundamental de la molécula O2,  que cuenta con dos electrones desparejados que ocupan dos orbitales moleculares degenerados.  Estosorbitales se clasifican como antienlaces —debilitan el orden de enlace de tres a dos—, de manera que el enlace del dioxígeno es más débil que el triple enlace del nitrógeno diatómico, en el que todos los orbitales de los enlaces moleculares se rellenan, pero algunosorbitales de antienlace no lo están.

En su forma normal de triplete, las moléculas de O2 son paramagnéticas; es decir, que en presencia de un campo magnético forman un imán, debido al momento magnético del espín de los electrones desparejados en la molécula y lainteracción de canje negativa entre moléculas de O2 contiguas.  Un imán atrae al oxígeno líquido hasta tal punto que, en demostraciones de laboratorio, un hilo de oxígeno líquido puede sostenerse contra su propio peso entre los polos de un imán potente.12 nota 2
El oxígeno molecular singlete es un nombre dado a varias especies de O2 de mayor energía, en los que todos los espínes de los electrones se emparejan. Es mucho más reactivo conmoléculas orgánicas habituales que el oxígeno molecular en sí mismo. En la naturaleza, el oxígeno singlete se suele formar con el agua en la fotosíntesis, usando la energía solar. También se produce en la troposfera a causa de la fotolisis del ozono por la luz de onda corta  así como por el sistema inmunitario como una fuente de oxígeno activo. En los organismos fotosintéticos —y posiblemente también en los animales—, los carotenoides juegan un papel fundamental en la absorción de energía del oxígeno singlete y la conversión de este a su estado no excitado antes de que pueda causar daño a los tejidos.Alótropos

El ozono es un gas poco común en la Tierra y se encuentra en su mayor parte en la estratosfera.

El alótropo más normal del oxígeno elemental es el llamado dioxígeno (O2), que tiene una longitud de enlace de 121 pm y una energía de enlace de 498 kJ•mol−1 Esta es la forma que usan las formas de vida complejas, como los animales, en su respiración celular y es la forma que tiene una gran importancia en la composición de la atmósfera terrestre (véase Abundancia).

El trioxígeno (O3) se conoce habitualmente como ozono y es un alótropo muy reactivo, dañino para el tejido pulmonar.  El ozono se produce en la atmósfera superior cuando el O2 se combina con el oxígeno atómico a causa de la división del O2 por la radiación ultravioleta.  Ya que el ozono es un poderoso absorbente en la región ultravioleta del espectro electromagnético, la capa de ozono de la atmósfera superior funciona como un escudo protector de la radiación que recibe el planeta.7 Cerca de la superficie terrestre, no obstante, es uncontaminante formado como subproducto de las emisiones de automóviles.  La molécula metaestable del tetraoxígeno (O4) no fue descubierta hasta 2001,  y se dio por descontado que existía en una de las seis fases del oxígeno sólido. En 2006 se demostró que esta fase, creada mediante la presurización del O2 a 20 GPa, es, de hecho, un clúster  O8 desistema trigonal.  Este clúster tiene potencial para ser un oxidante mucho más potente que el O2 y el O3 y podría, por tanto, ser usado como propulsor de cohetes. En 1990 se descubrió una fase metálica cuando el oxígenosólido se somete a una presión superior a 96 GPa23 y se demostró en 1998 que a temperaturas muy bajas se convierte en superconductor.

Propiedades físicas

En la fase tardía de la vida de una estrella masiva, el 16O se concentra en la corteza O, el 17O lo hace en la corteza H y el 18O en la corteza He.

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 agua fría contiene más O2 disuelto.

El oxígeno es más soluble en agua que el nitrógeno; esta contiene aproximadamente una molécula de O2 por cada dos moléculas de N2, comparado con la proporción en la atmósfera, que viene a ser de 1:4. La solubilidad del oxígeno en el agua depende de la temperatura, disolviéndose alrededor del doble (14  mg•L−1) a 0 °C que a 20 °C (7,6 mg•L−1). A 25 °C y 1 atmósfera de presión, el agua dulce contiene alrededor de 6,04 mililitros (ml) de oxígeno por litro, mientras que el agua marina contiene alrededor de 4,95 ml por litro.  A 5 °C la solubilidad se incrementa hasta 9,0 ml (un 50 % más que a 25 °C) por litro en el agua y 7,2 ml (45 % más) en el agua de mar.

El oxígeno se condensa a 90  K (−182,95 °C, −297,31 °F) y se congela a 54,36 K (−218,79 °C, −361,82 °F).27 Tanto el O2 líquido como el sólido son sustancias con un suave color azul cielo causado por la absorción en el rojo, en contraste con el color azul del cielo, quese debe a la dispersión de Rayleigh de la luz azul. El O2 líquido de gran pureza se suele obtener a través de la destilación fraccionada de aire licuado.28 El oxígeno líquido también puede producirse por condensación del aire, usando nitrógeno líquido como refrigerante. Es una sustancia altamente reactiva y debe separarse de materiales inflamables. 

Isótopos y origen estelar

El oxígeno que encontramos en la naturaleza se compone de tres isótopos estables: 16O, 17O y 18O, siendo el 16O el más abundante (99,762 % de abundancia natural).
La mayor parte del 16O se sintetiza al final del proceso de combustión del helio en una estrella masiva, pero otra parte se produce en el proceso de combustión del neón.  El 17O surge fundamentalmente por la combustión del hidrógeno en helio durante el ciclo CNO, convirtiéndolo en un isótopo común en las zonas de combustión de hidrógeno en las estrellas.  Por su parte, la mayoría del 18O se produce cuando el 14N —que abunda debido a la combustión CNO— captura un núcleo de 4He, causando una abundancia de 18O en las zonas ricas en helio de las estrellas masivas.

Se han caracterizado catorce radioisótopos, de los que los más estables son el 15O con un periodo de semidesintegración de 70,606 segundos.  Todos los restantes isótoposradiactivos tienen periodos de semidesintegración inferiores a 27 segundos y la mayor parte de estos, inferiores a 83 milisegundos.  La forma de descomposición de los isótopos más ligeros que el 16O es la descomposición β+32 33 34 para producir nitrógeno y, para los más pesados que el 18O,la desintegración beta para formar flúor.

Abundancia


La nebulosa Ojo de Gato tiene regiones ricas en oxígeno ionizado, mostrado de color verde en la imagen.

El oxígeno es el elemento químico más abundante, por masa, en la biosfera, el aire, el mar y el suelo terrestres. Es, asimismo, el tercero más abundante en el universo, tras el hidrógeno y el helio.  Alrededor del 0,9 % de la masa del Sol es oxígeno,  que constituye también el 49,2 % de la masa de la corteza terrestre y es el principal componente de los océanos de la Tierra (88,8 % de su masa total).  El oxígeno gaseoso es el segundo componente más abundante en la atmósfera terrestre, ya que supone un 20  % de su volumen y el 23,1 % de su masa (unas 1015 toneladas). La Tierra es una excepción entre los planetas del Sistema Solar por la alta concentración de oxígeno gaseoso en su atmósfera; por ejemplo, Marte (con un 0  % de O2 del total de su volumen) y Venus tienen concentraciones mucho menores. Sin embargo, el O2 que rodea a estos planetas proviene exclusivamente de la reacción que sufren moléculas que contienen oxígeno, como el dióxido de carbono, por efecto de la radiación ultravioleta.

La inusualmente alta concentración de oxígeno gaseoso en la Tierra es el resultado del ciclo de circulación. Este ciclo biogeoquímico describe el movimiento del oxígeno en el interior de sus tres principales reservas en el planeta: la atmósfera, la biosfera y la litosfera. El factor de conducción más importante en este ciclo es la fotosíntesis, responsable de la atmósfera moderna de la Tierra, que libera oxígeno en laatmósfera, mientras que los procesos de respiración y descomposición lo eliminan. En el equilibrio actual, la producción y el consumo tienen lugar con un ratio aproximado de 1/2000 de la totalidad del oxígeno atmosférico por año.

Seguridad y precauciones

Toxicidad

Los principales síntomas de la toxicidad del oxígeno.



La toxicidad del oxígeno tiene lugar cuando los pulmones toman una presión parcial del O2 mayor de lo normal, lo que puede suceder durante el buceo.

El O2 gaseoso puede ser tóxico a presiones parciales elevadas, produciendo convulsiones y otros problemas de salud.  La toxicidad generalmente comienza a aparecer con presiones parciales de más de 50 kPa o 2,5 veces la presión parcial del O2 a nivel del mar (21 kPa; igual a alrededor del 50 % de la composición del oxígeno a presión normal). Esto no resulta un problema excepto para pacientes con ventilación mecánica, debido a que el gas administrado a través de las máscaras de oxígeno se compone típicamente de solo un 30 %-50 % de O2 por volumen (sobre 30 kPa a presión normal), aunque estas cifras varían sensiblemente dependiendo del tipo de máscara.

Durante un tiempo, los bebés prematuros se colocaban en incubadoras que contenían aire rico en O2, pero esta práctica cesó después de que algunos de estos niños perdieran la visión.

La respiración de O2 puro en aplicaciones espaciales, como en algunos trajes aeroespaciales modernos o en naves pioneras como la Apolo, no causa daños debido a las bajas presiones totales utilizadas. En el caso de los trajes, la presión parcial del O2 en el gasrespiratorio se encuentra, en general, sobre 30 kPa (1 veces lo normal) y la presión parcial resultante en la sangre arterial del astronauta solo está marginalmente por encima de lo normal al nivel del mar.

La toxicidad del oxígeno para los pulmones y el sistema nervioso central también puede darse en el buceo profundo y en el buceo profesional.  La respiración prolongada de una mezcla de aire con una presión parcial de O2 mayor a 60 kPa puede llegar a producir una fibrosis pulmonarpermanente.102 La exposición a presiones parciales superiores a 160 kPa (~1,6 atmósferas) podría causar convulsiones, normalmente fatales para los buzos. La toxicidad aguda puede producirse al respirar una mezcla de aire con más de un 21 % de O2 a 66 o más metros de profundidad; lo mismo puede ocurrir al respirar un 100 % de O2 a solo 6 metros.

Combustión y otros riesgos



El interior del módulo de mando del Apolo 1. El O2 puro a una presión mayor de lo normal y una chispa produjeron un incendio y la consiguiente pérdida de la tripulación.

Las fuentes de oxígeno que están altamente concentradas estimulan una rápida combustión. Los riesgos de fuego y explosión se dan cuando los oxidantes concentrados y los combustibles se sitúan demasiado cerca entre sí; sin embargo, la ignición, ya sea por el calor o por una chispa, es necesaria para iniciar la combustión.  El oxígeno en sí mismo no es un combustible, sino un oxidante. Los riesgos de la combustión también se aplican a compuestos de oxígeno de alto potencial oxidante, como los peróxidos, cloratos,nitratos, percloratos y dicromatos, porque pueden dar oxígeno al fuego.

El O2 concentrado permite una combustión rápida y enérgica.  Las tuberías y los recipientes de acero usados para almacenar y trasmitir tanto el oxígeno líquido como el gaseoso actúan como combustible; por tanto, el diseño y la fabricación de los sistemas de O2 requieren una atención especial para asegurar que las fuentes de ignición se minimizan.106 El incendio que acabó con la vida de la tripulación del Apolo 1 en una prueba en la plataforma de lanzamiento se extendió tan rápidamente debido a que la cápsula estaba presurizada con O2 puro, pero a una presión ligeramente mayor que la atmosférica, en lugar de una presión de 1/3 de la normal que debía usarse en la misión.

En caso de un derrame de oxígeno líquido, si este llega a empaparse en materia orgánica como madera, productos petroquímicos y asfalto puede provocar que estos materiales detonen de forma impredecible al sufrir un impacto mecánico posterior.  Al igual que otros líquidos criogénicos, en contacto con el cuerpo humano puede causar congelamiento en piel y ojos.