Oxigeno

Oxigenoa
8 Nitrogenoa ← Oxigenoa → Fluorra
   
 
8		 O
  
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Ezaugarri orokorrak
Izena, ikurra, zenbakiaOxigenoa, O, 8
Serie kimikoaez-metalak, anfigenoak
Taldea, periodoa, orbitala16, 2, p
Masa atomikoa15,9994(3) g/mol
Konfigurazio elektronikoa1s2 2s2 2p4
Elektroiak orbitaleko2, 6
Propietate fisikoak
Egoeragasa
Dentsitatea(0 °C, 101,325 kPa) 1,429 g/L
Urtze-puntua54,36 K
(-218,79 °C, -361,82 °F)
Irakite-puntua90,20 K
(-182,95 °C, -297,31 °F)
Urtze-entalpia(O2) 0,444 kJ·mol−1
Irakite-entalpia(O2) 6,82 kJ·mol−1
Bero espezifikoa(25 °C) 29,378 J·mol−1·K−1
Lurrun-presioa
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T/K 61 73 90
Propietate atomikoak
Kristal-egiturakubikoa
Oxidazio-zenbakia(k)2, 1, -1, -2
(oxido neutroa)
Elektronegatibotasuna3,44 (Paulingen eskala)
Ionizazio-potentziala1.a: 1.313,9 kJ/mol
2.a: 3.388,3 kJ/mol
3.a: 5.300,5 kJ/mol
Erradio atomikoa (batezbestekoa)60 pm
Erradio atomikoa (kalkulatua)48 pm
Erradio kobalentea73 pm
Van der Waalsen erradioa152 pm
Datu gehiago
Eroankortasun termikoa(300 K) 26,58x10-3
Soinuaren abiadura330 m/s
Isotopo egonkorrenak
Oxigenoaren isotopoak
iso UN Sd-P D DE (MeV) DP
16O %99,76 O egonkorra da 8 neutroirekin
17O %0,039 O egonkorra da 9 neutroirekin
18O %0,201 O egonkorra da 10 neutroirekin

Oxigenoa elementu kimiko bat da, O ikurra eta 8 atomo-zenbakia dituena. Grezieraz ὀξύς (oxys; «azido», hitzez hitz «zorrontz», azidoen zaporeei erreferentzia) eta -γόνος (-gonos; «jatorria»​).[1] Aspaldi, oxigenoa azidoa ekoizteko ezinbestekoa zela uste zen; horregatik, oxigenoak "azidoa sortzen duen" esan nahi du. Baldintza estandarretan (T = 0 K eta p = 1 atm), bi oxigeno atomo lotzen dira dioxigenoa sortuz. Dioxigenoa gas diatomiko, usaingabe eta zapore gabekoa da, O2 formularekin izendatzen dena eta bizitza lurtarrarentzat ezinbestekoa dena.

Taula periodikoan, 16. taldean (kalkogenoak edo oxigenoideak) eta 2. periodoan kokatuta dago. Oxigenoaren balentziari dagokionez, arruntena −2 da, baina beste batzuk ere baditu (−1,+1,+2, ...). Oxigenoa ez-metala da eta elementu gehienekin erraz erreakzionatzen du, gas nobleekin, metal geldoekin eta halogenoekin izan ezik. Halaber, oxidatzaile sendoa eta elektronegatibotasun handieneko bigarren elementua da fluorraren ondoren.[2]

Oxigenoaren masan oinarrituz, unibertsoko hirugarren elementurik ugariena da, hidrogenoaren eta helioaren ondoren,[3] eta lurrazalaren elementurik aberatsena da. Atmosferan, oxigenoa elementu aske bezala aurkitzea posible da, fotosintesia egiten duten organismoek etengabe hornitzen dituztelako. Fotosintesirik ez balego, oxigenoak ezingo luke elementu aske bezala egon atmosferan, oso erreaktiboa delako. 2.500 milioi urte inguru,[4] organismo horiek agertu ondoren hasi zen oxigeno elementala atmosferan pilatzen, eta, gaur egun, dioxigenoak atmosferako bolumenaren % 20,8 osatzen du.[5] Oxigenoaren beste forma alotropo batek, ozonoak (O3), biosfera argi ultramoretik babesten du atmosferako ozono-geruzari esker. Haatik, lurrazal mailan ozonoa kutsatzailea da.

Izaki bizidun gehienentzat nahitaezkoa da. Izaki bizidunetako egiturazko molekula mota guztiek, hala nola proteinek, karbohidratoek edo gantzek, oxigenoa daukate osagaitzat. Era berean, animalien maskor, hortz eta hezurrak osatzen dituzten konposatu inorganiko gehienek ere oxigenoa daukate. Zianobakterioek, algek eta landareek oxigenoa ekoizten dute, bere forma diatomikoan fotosintesian zehar, eta zelulen arnasketan erabiltzen dute izaki bizidun konplexu guztiek. Oxigenoa toxikoa da organismo anaerobikoentzat.

Ezaugarri nagusiak

Oxigeno distiratsua duen 1 × 5 cm-ko hodia.

Egitura

Egoera estandarretan (T = 0 K eta p = 1 atm), oxigenoa gas diatomikoa, kolorgea, usaingabea eta zaporegabea da, likido- eta solido-egoeran, ostera, urdina. Dioxigenoa −183 °C-tan isurkari bihurtzen da, eta −218 °C-tan solidotu egiten da. Loturari dagokionez, oxigeno atomoak lotura kobalente bikoitz sendo baten bidez lotzen dira, loturaren ordena bi delarik.[6]

Oxigeno atomoen simetria eta energia berdineko orbital atomikoak konbinatuz, orbital molekularrak lortzen dira.[7] Oxigeno atomoen 1s orbital atomikoak aurrez aurre gainezartzean, σ lotzaile eta σ antilotzaile orbital molekularrak sortzen dira; 2p orbital atomikoak paraleloki gainezartzean, σ lotzaile, σ antilotzaile, π lotzaile eta π antilotzaile orbital molekularrak sortzen dira. Orbital molekularraren diagraman, orbital molekularrak energiaren arabera kokatuko dira, txikienetik hasita handienera arte. Elektroiak Aufbau printzipioari jarraituz betetzen ditu orbital molekularrak, hots, energia txikienetik hasita handienera.

Egoera horretan, molekula paramagnetikoa da, orbital molekularrean bi elektroi desparekatu agertzen direlako. Ondorioz, dioxigeno molekulak kanpoko eremu magnetikoaren eragina handitzen du; hots, iman batek bezala jokatuko du. Oxigeno likidoak laborategian egindako esperimentuetan oso magnetismo handia duela demostratu da.

Alotropoak

Oxigeno elementuaren alotroporik ohikoena dioxigenoa (O2) da. Dioxigenoa izaki bizidunen arnasketa prozesuan erabiltzen da eta atmosferako konposizioan garrantzi handia dauka. Lotura-ordena bi da, lotura-distantzia 1,21 Å eta lotura-energia 498 kJ/mol-koa. Gas-egoeran, kolorgea, usain gabekoa, paramagnetikoa, egonkorra eta uretan nahiko disolbaezina da (tenperatura handitu ahala, disolbagarritasuna txikitzen da). Likido-egoeran, kolore urdin argia du eta lehergarria da. Solido-egoeran, urdina da. Dioxigenoa lortzeko bi iturri natural daude, biotikoa eta abiotikoa. Iturri abiotikoan, eguzkiko argi ultramorearen bitartez CO2-ak jasaten duen fotodisoziazioaren ondorioz sortzen da dioxigenoa eta iturri biotikoan, landareen fotosintesiaren bitartez sortzen da.

Ozonoa Lurrean ohikoa ez den gasa da, bereziki estratosferan aurkitzen da.

Trioxigenoa (O3), ozono gisa ezagutzen den eta oso toxikoa eta erreaktiboa den oxigeno elementuaren alotropoa da[8]. Trioxigenoa estratosferan sortzen da dioxigenoak erradiazioa xurgatzearen ondorioz. Dioxigenoak espektro elektromagnetikoaren erradiazio ultramorea xurgatzean, molekula disoziatu eta disoziatutako atomo bakoitzak beste dioxigeno batekin erreakzionatzen du ozono molekula sortuz.[9] Horrela, estratosferan metatzen den ozono-geruzak erradiazio kaltegarriez babesten du planeta, erradiazio horiek xurgatzen dituztelako. Gas-egoeran, urdin argi kolorekoa eta usain sakonekoa da, diamagnetikoa, ezegonkorra, uretan nahiko disolbaezina eta oso toxikoa. Likido-egoeran, urdina eta lehergarria da. Solido-egoeran, morea/beltza kolorea dauka.

Oxigenoaren beste forma alotropikoak oxigeno atomikoa (O) eta oxozonoa (O4)[10] dira. Oxigeno atomikoa dioxigenoaren disozioaren ondorioz tenperatura altuetan sortzen da. Oxozonoa 2001. urtean aurkitu zen[11] horrek egitura metaegonkorra du eta tenperatura baxuetan bi dioxigenoen arteko interakzioaren ondorioz sortzen da.

Ugaritasuna

Katu Begi nebulosak, oxigeno ionizatuan aberatsak diren eskualdeak ditu, irudian berdez ageri direnak.

Lurrazaleko elementurik ugariena da, biosferan, airean, itsasoan eta lurzoruan. Halaber, unibertsoko hirugarren elementurik ugariena da, hidrogeno eta helio elementuen atzetik.[3] Eguzkiaren masaren % 0,9 oxigenoa da,[12] horrrez gain, lurrazalaren % 49,2 eta lurreko ozeanoen osagai nagusia da, % 88,8. Itsasoetan, tenperatura txikietan oxigeno kantitatea handitu egiten da; izan ere, tenperatura altuetan O2 kantitatea txikitzen da, oxigeno atomikoa sortzeko disoziatzen delako. Oxigenoa gas egoeran, atmosferako bigarren osagairik nagusiena da, bolumenaren % 20,8 eta masaren % 23,1a hartzen duelako. Lurra eguzki-sistemako oxigeno-kontzentrazio handiena duen planeta da; adibidez, Martek % 0,1eko kontzentrazioa du eta Artizarrak are gutxiago.

Oxigeno gaseosoaren kontzentrazio altuaren ondorioz, oxigenoaren zikloa dago. Mugimendu hori planetaren zonalde nagusietan gertatzen da: atmosferan, biosferan eta litosferan. Landareen fotosintesiaren ondorioz, oxigenoa askatzen da, arnasketa eta deskonposizio-prozesuek, ostera, ezabatzen dute.

Errekuntza

Berez erretzen ez bada ere, oxigenoa da errekuntzak mantentzen dituen eragile nagusia; oxigenorik gabe ez legoke errekuntzarik.[13]

Oxigenoa oso elektronegatiboa da eta elementu ia guztiekin erreakzionatzen du, erreakzio horri errekuntza deritzo. Errekuntza erreakzio kimiko bat da, non oxigenoa erregai batekin elkartzen den, beroa eta oxidoa kanporatuz. Oxigeno gaseosoak alkalino eta lurralkalinoekin erreakzionatzen du giro-tenperaturan, eta tenperatura altuetan elementu gehienekin (metal noble, gas geldo eta halogenoekin izan ezik), oxido metalikoak eta ez-metalikoak sortuz. Ur-disoluzioan, oxigenoak oxidatzaile bezala jokatzen du ingurune azido edota basikoan, eta estekatzaile bezala konplexuetan. Bi errekuntza mota daude, osatua eta osagabea:

  • Errekuntza osatua: materia organikoan dagoen karbono guztia erre ondoren, CO2-an bihurtzen denean.
  • Errekuntza osagabea: erregaiaren zati batek erreakzionatzen ez duenean, oxigeno kantitate txikia dagoelako.

Historia

Oxigenoa Joseph Priestley ingeles kimikariak eta Carl Wilhelm Scheelek aurkitu zuten 1771n, bakoitzak bere aldetik, baina, normalean, Priestleyri ematen zaio lehentasuna, aurkikuntza argitaratzen lehena izan zelako.

1775az geroztik, Antoine Lavoisierrek oxigenoaren ezaugarri nagusiak azaldu zituen. Horrez gain, airean eta uretan zegoela aurkitu, eta errekuntzarako eta arnasketarako oxigenoak duen garrantzia azpimarratu zuen. Azidoak eratzeko ezinbestekoa zela uste zuelako oxigeno izena jarri zion 1777an.

Lehenengo esperimentuak

Filonen esperimentuak ondorengo ikertzaileei.

Konbustio eta airearen arteko erlazioaren gainean egin zen lehenengo esperimentu ezagunetakoa Bizantzioko Filonek garatu zuen K.a. II. mendean. Pneumatika izeneko obran. Filonek ikusi zuen piztutako kandela baten gainean alderantziz jarritako ontzi bat jartzen bazen, eta ontzi horren lepoa urez inguratzen bazen, likidoaren zati bat ontziaren lepotik igotzen zela.[14] Esperimentu horren emaitzak ikusita, suposizio bat egin zuen, suposizio okerra hain zuzen ere. Suposizio horren arabera airearen zati bat, sua, elementu klasiko bilakatzen zen. Ondorioz, kristalen poroetatik ihes egiteko gai zen. Mende batzuk geroago, Leonardo da Vincik ikusi zuen airearen zati bat arnasketa eta konbustioan kontsumitzen dela.[15]

XVII. mendearen amaieran, Robert Boylek airea konbustiorako beharrezkoa dela egiaztatu zuen. John Mayow kimikari ingelesak, Boyleren lana perfekzionatu zuen konbustioa emateko airearen zati bat, spiritus nitroaereus edo nitroaereus izena eman ziona, besterik ez dela behar adieraziz.[16] Esperimentu batean aurkitu zuen bai sagu bai piztutako kandela bat ur gainean jarritako edukiontzi itxi batean jartzen badira, ura edukiontzitik gora igotzen dela, eta ur horrek airearen hamalauren bat ordezkatzen duela kandela itzali edo sagua hil baino lehen.[17] Horren ondorioz, nitroaereusa arnasketa nahiz konbustio bidez kontsumitzen dela pentsatu zuen.

Georg Stahlek flogistoren teoria garatzen eta hedatzen lagundu zuen.

Antimonioa berotzean pisuz handitzen zenez, nitroaereusa antimonioarekin konbinatzen zela ondorioztatu zuen Mayowek.[16] Horrez gain, birikak nitroaereusa airetik banatu eta odolera pasatzen zuela pentsatu zuen. Oro bat, izakien beroa eta mugimendu muskularra nitroaereus eta gorputzeko zenbait substantziaren arteko erreakzioaren produktuak zirela.[16] Mayowek esperimentu horien inguruko txosten eta ideiak Tractatus duo izeneko obran argitaratu zituen 1668an.[17]

Flogistoren teoria

Robert Hookek, Ole Borchek, Mijail Lomonosovek eta Pierre Bayenek oxigenoa ekoiztu zuten XVII. eta XVIII. mendeetan egin ziren hainbat esperimentutan, baina horietako inork ez zuen elementutzat antzeman.[18] Horren arrazoia flogistoren teoria erabili zutelako ustea dago. Izan ere, hori da garai horretan konbustioa eta korrosioa azaltzeko erabiltzen zen teoria nagusia.

Teoria hau 1667an sortu zuen Johann Joachim Becher kimikari alemaniarrak eta Georg Stahlek birmoldatu zuen 1731n.[19] Teoria horren arabera, konbustioa emateko gai diren material guztiak bi zatiz osatuta daude: flogisto izeneko zati bat, substantzia erretzean aireratzen zena, eta bestea, konbustioa eman eta gero errauts bihurtuko zena.[15]

Carl Wilheim Scheelek lehenago egin zuen aurkikuntza Priestleyek baino, baina beranduago argitaratu zuen.

Sukoiak diren eta hondar gutxi uzten duten materialak, hala nola egurra edo ikatza, flogistoz eratuta zeudela uste zuten batik bat. Sukoiak ez diren burdina bezalako materialak, ostera, flogisto gutxi zutela.[15] Teoria horren faltsutasunaren aztarnetako bat metalek oxidazioa jasatean pisua irabazten zutela izan zen (berez flogisto zatia galdu beharko luketenean).

Aurkikuntza

Oxigenoa Carl Wilhelm Scheele farmazeutiko suediarrak aurkitu zuen 1772 inguruan, merkurio oxidoa eta zenbait nitrato berotzean, oxigeno gaseosoa sortu zuenean.[15] Scheelek «suaren airea» izena eman zion gasari. Aurkikuntzaren inguruko txosten bat idatzi zuen «Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer» izena eman ziona. 1775ean editoreari bidali zion eta 1777ra arte ez zen argitaratu.[18]

Bien bitartean, 1774ko abuztuaren 1ean, Joseph Priestley elizgizon britaniarrak esperimentu bat egin zuen, zeinetan eguzki-argia merkurio (II) oxidoaren (HgO) gainean enfokatzen zuen kristalezko hodi baten barnean. Esperimentuan gas bat kanporatu zen «aire desflogistikatu» izena eman ziona.[15] Gas horrekin, kandelek biziki su hartzen zutela ikusi zuen Priestleyek. Horrez gain, sagua aktiboago eta gehiago bizi zela gas hori arnasten zuen bitartean.[18]

Aurkikuntza Joseph Priestleyri esleitzen zaio.

Pristleyek 1775ean argitaratu zituen bere aurkikuntzak «An Account of Further Discoveries in Air» izeneko artikuluan.[15][20] Egindako aurkikuntza lehenago argitaratu zuenez, bera hartzen da oxigenoaren aurkitzailetzat.

Lavoisierren kontribuzioa

Garai hartan zalantzan jarria izan zen arren, Lavoisierrek oxidazioari buruzko lehenengo esperimentu kuantitatibo egokiak aurrera eraman zituen, eta konbustioaren funtzionamenduaren inguruko lehenengo azalpen zuzena eman zuen.[15] 1774an hasitako esperimentu horiek eta antzeko beste esperimentu batzuk erabili zituen flogistoren teoria bertan behera uzteko, eta Pristleyek eta Scheelek aurkitutako substantzia, elementu kimiko bat zela frogatzeko.

Antoine Lavoisierrek flogistoren teoria bertan behera utzi zuen.

Esperimentu batean Lavoisierrek ikusi zuen ez zela pisu gehikuntza globalik sortzen eztainua eta airea edukiontzi itxi batean berotzen zirenean.[15] Horren ordez, edukiontzia zabaltzean barrura airea bat-batean sartzen zela ikusi zuen, eta beraz, horrek edukiontzi barruko aire zati bat kontsumitu egin zela adierazten zuen. Horrez gain, eztainuaren pisua handitu egin zela eta pisu gehikuntza hori edukiontzi barrura sartutako airearen pisuaren berdina zela ikusi zuen. Esperimentu hori eta konbustioari buruzko beste hainbat, 1777an argitaratu zen Sur la combustion en général izeneko liburuan bildu ziren.[15] Obra horretan, airea bi gasen nahastea dela frogatu zuen: «funtsezko airea», konbustioa eta arnasketa emateko beharrezkoa dena, eta bestea, ez zena ez konbustiorako ez arnasketarako behar, geroago nitrogeno izena hartuko zuena.[15]

Lavoisierrek «funtsezko airea»-ri oxigeno izena eman zion 1777an, grekotik abiatuz ὀξύς (oxys) ("azido" esan nahi duena) eta -γενής (-genēs; "sortzaile" esan nahi duena), azidoak eratzeko ezinbestekoa zela uste zuelako.[21][22] Baina denbora pasa ondoren, kimikariak, bereziki Humphry Davy-k 1812an, Lavoisierrek huts egin zuela konturatu ziren. Izan ere, hidrogenoa da azidoak eratzen dituen oinarria, baina ordurako oxigeno izena zabalduta zegoen.

Konposatuak

Oxigenoaren konbinazio bitarrak eta oxidoak lantzeko bideoa.
Bideo hau Jakindun elkarteak egin du. Gehiago dituzu eskuragarri euren gunean. Bideoak dituzten artikulu guztiak ikus ditzakezu hemen.

Oxigenoaren oxidazio-egoera −2 da ezagutzen diren oxigeno konposatu gehienetan. Hala ere, badira -1 oxidazio-egoera duten konposatu batzuk, hala nola peroxidoak.[23] Beste oxidazio-egoera bat duten konposatuak ez dira ohikoak: −1/2 (superoxidoetan), −1/3 (ozonidoetan), 0 (egoera elementalean eta hipofluorosoetan), +1/2 (dioxigenilo konposatuetan), +1 (dioxigeno difloruroan) eta +2 (oxigeno difloruroan).

Oxido eta beste konposatu inorganiko batzuk

Oxidoak, hala nola burdin oxido edo herdoila, oxigenoa beste elementu batzuekin konbinatzean sortzen dira.

Oxigenoaren elektronegatibotasuna dela eta, tenperatura altuetan ia elementu guztiekin loturak eratzen ditu oxidoak sortzeko. Hala ere, zenbait elementuk tenperatura eta presio normaletan, zuzenean eratzen dituzte konposatu oxidoak, adibidez, burdinak sortzen duen herdoila. Aluminio eta titanio bezalako metalen gainazala airearekin kontaktuan jartzean, oxidatu eta geruza fin batez estaltzen dira metala pasibotu eta korrosioa mantsotzen duena. Zenbait trantsizio-metalen oxidoak naturan aurkitzen dira konposatu ez-estekiometriko bezala, formula kimikoak iradokitzen duen baino metal kopuru txikiagoarekin. Adibidez, wustita minerala (FeO), modu naturalean sortzen dena, berez Fex-1O moduan idazten da, non «x», normalean, 0,05 ingurukoa den.[24]

Oxigeno konposatua atmosferan kantitate txikietan aurki daiteke karbono dioxido (CO2) moduan. Lurrazala eratzen duten arroken zati handi bat oxido desberdinez eratuta daude, hala nola silizio dioxidoz (SiO2, granito eta harean aurkitzen direnak), dialuminio trioxidoz (alumina Al2O3, bauxita eta korindoian aurkitzen direnak), diburdin trioxidoz (Fe2O3, hematite eta herdoilean aurkitzen direnak) eta kaltzio karbonatoz (CaCO3, kareharrian aurkitzen dena). Gainerako lurrazala oxigenodun beste konposatu batzuez ere eratuta dago, bereziki zenbait silikato bereziz. Lurraren mantuan, zeinak lurrazalak baino askoz masa handiagoa duen, burdinaren eta magnesioaren silikatoak ugaritzen dira.

Ura oxigenoa duen konposatu ezagunenetarikoa da.

Uretan disolbagarriak diren silikatoak, Na4SiO4, Na2SiO3 eta  Na2Si2O5 formula molekularrak dituztenak, garbigarri eta eranskailu bezala erabiltzen dira.[15] Oxigenoak, horrez gain, estekatzaile bezala jokatzen du trantsizio-metalekin, adibidez, O2 loturak eratuz iridio atomoarekin Vaska konplexua eratuz[25] edo platinoarekin PtF6 konplexuan[15] edo hemoglobinaren hemo taldeak duen burdinaren zentroarekin.

Ura

Dihidrogeno dioxidoa edo dioxidanoa, ura (H2O) izenez ezaguna dena, oxigenoaren konposaturik arruntena da. Ur molekulan, hidrogeno atomoak lotura kobalente bidez lotzen azizkio oxigeno atomoari. Baina, horrez gain, ondoko molekulako oxigenoarekin erakarpen indar bat jasaten du (23,3 kJ/mol ingurukoa hidrogeno atomoko); erakarpen indar horiei hidrogeno-loturak deritze.[26] Molekulen artean ohikoak dira Van der Waals indarrak. Hidrogeno-loturak Van der Waals indar horiek baino % 15eko erakarpen handiagoa eragiten die ur-molekulei.[27]

Konposatu organiko eta biomolekulak

Oxigenoak ATP molekularen masaren % 40a baino gehiago erakusten du.

Oxigenoa duten konposatu organikoen talde garrantzitsuenak ondorengoak dira (non «R» talde organikoa den): alkoholak (R−OH), eterrak (R−O−R), zetonak (R−CO−R), aldehidoak (R−COH), azido karboxilikoak (R−COOH), esterrak (R−COOR), anhidrido azidoak (R−CO−O−CO−R) eta amidak (RC(O)−NR2).

Bestalde, oxigenoa duten disolbatzaile organiko ugari daude, esaterako: azetona, metanola, etanola, alkohol isopropilikoa, furanoa, tetrahidrofuranoa, eter etilikoa, dioxanoa, etil etanoatoa, dimetilformamida, dimetilsulfoxidoa, azido azetikoa eta azido formikoa. Azetona (CH3(CO)CH3) eta fenola (C6H5OH) beste substantzia batzuen sintesirako ere erabiltzen dira.

Industria kimikorako material garrantzitsua da azetona.    

Oxigenoa duten beste konposatu organiko garrantzitsu batzuk honako hauek dira: glizerola, formaldehidoa, glutaraldehidoa eta azetamida. Epoxidoak eter mota batzuk dira, zeinetan oxigeno atomoak hiru atomoko eraztuna osatzen duen.

Oxigenoak giro tenperaturan edo tenperatura baxuagoetan, konposatu organiko askorekin berez erreakzionatzen du, autooxidazio izeneko prozesu baten ondorioz. Oxigenoa duten konposatu organiko gehienak ez dira O2-arekin zuzenean erreakzionatuz sortzen. Industria eta merkataritzan konposatu organiko garrantzitsuenak oxidazioz sortzen dira, eta horretarako, etilenoa edo azido perazetikoa erabiltzen dira aitzindari bezala.[15]

Oxigeno elementua biziarentzat ezinbestekoak diren biomolekula garrantzitsu ia gehienetan aurkitzen da. Eskualeno edo karoteno bezalako biomolekula konplexuek soilik ez dute oxigenorik. Biologikoki garrantzitsuak diren konposatu organikoen artean, karbohidratoek dute oxigeno proportziorik handiena masan. Lipido, gantz azido, aminoazido eta proteina guztiek ere oxigenoa dute (karbonilo eta ester taldeak dituztelako). Biologikoki garrantzitsuak diren eta energia garraiatzen duten fosfato taldean ere aurkitzen da (PO43-), ATP eta ADP molekuletan zehazki. Horrez gain, bizkarrezurrean, purinetan (RNA eta DNAren adenina eta pirimidinetan izan ezik) eta hezurretan (hidroxiapatito edo kaltzio fosfato bezala) ere agertzen da.

Oxigenoa lortzeko bideak

Oxigenoa era naturalean sortzen den molekula diatomikoa da, eta prozesu natural desberdinen bitartez lortzen da. Horietako bat fotosintesia da. Bertan, landareek oxigenoa sortzen dute argiak duen energia xurgatuz eta beste molekula batzuk erreakzionaraziz:

Beste era natural bat fotodisoziazioa da. Erreakzio horretan, fotosintesiaren antzeko erreakzio bat ematen da. Hau da, argiaren energia xurgatzen da beste molekula batzuk sortzeko. Hain zuzen ere, karbono dioxidoak eguzkiko argi ultramorea xurgatzen du karbono monoxido eta oxigenoan disoziatuz:

Ozonoaren disoziazioaren bitartez ere oxigenoa sortzeko aukera dago. Estratosferan, ozonoak erradiazio ultramorea xurgatzen du eta ozono molekula oxigeno bilakatzen da.

Prozesu naturalez gain, badaude beste hainbat erreakzio oxigenoa lortzeko. Adibidez, laborategi mailan, ondorengo erreakzioen bitartez lor dezakegu dioxigenoa:

Erreakzio kimiko hori burutzeko, katalizatzailea erabiltzen da. Kasu honetan, manganeso dioxidoa .

Industria mailan airearen destilazioa erabiltzen da oxigenoa lortzeko. Izan ere, gutxi gorabehera airearen % 21 oxigenoa da.

Erabilerak

Dioxigenoak aplikazio desberdinak ditu aurkitzen den egoeraren arabera. Gas-egoeran dagoenean, erabilera desberdinak ditu:

Sortutako azidoa ongarriak sortzeko erabiltzen da.

eta . Azken hau, azido sulfurikoa, ongarriak sortzeko erabiltzen da.

Likido-egoeran dagoenean, ordea, beste aplikazio batzuk ditu; adibidez: erregai bezala suziri eta misiletan, medikuntzan arnasketa arazoentzat, urpekaritzan, etab.

Segurtasun-neurriak

Toxikotasuna

Oxigenoaren toxikotasuna gerta daiteke birikek O2-aren presio partziala, normala baino handiagoa denean hartzen dutenean. Hori urpean igeri egitean gerta daiteke.

O2 gaseosoa toxikoa izan ahal da presio partzial handietan, konbultsio edo bestelako osasun-arazoak sortuz.[28][15] Normalean, toxikotasuna presio partziala 50 kPa baino handiagoa denean agertzen da edo itsas mailan, O2-ak duen presio partziala 2,5 aldiz handiagoa bada. Hori ez da arazo izaten, aireztatze mekanikoa duten gaixoentzat izan ezik. Izan ere, oxigeno-maskaretatik ematen zaien gasaren % 30-% 50 besterik ez da O2 bolumenaren proportzioa.[18]

Denbora batean zehar, haur goiztiarrei, O2-an aberatsa zen inkubagailu batzuetan jartzen zitzaien. Baina bertan behera utzi zen ume batzuek ikusmena galdu ondoren.[18][29]

Erabilera espazialean O2 puruaren arnasketak, hala nola zenbait jantzi espazial moderno edo espazio-ontzietan, ez du kalterik sortzen, erabiltzen den presio totala oso baxua dela bide.[30][31] Jantzi espazialen kasuan, O2aren presio partziala arnasten den airean, 30 kPa inguruan aurkitzen da (normala baino 1,4 aldiz handiagoa).

Oxigenoaren toxikotasuna birika eta nerbio-sistema zentralean, sakonera handietan igeri egitean edo urpeko igeriketa profesionalean gerta daiteke.[18][28] 60 kPa baino presio partzial handiagoa duen O2-a duen airea denbora luzez arnasten bada, biriketako fibrosi iraunkorra sortzera hel daiteke.[32] 160 kPa (~1,6 atmosfera) baino handiagoa duten presio partzialetan egoteak konbultsioak eragin ditzake, normalean, urpekarientzat hilgarriak izaten dira. Toxikotasun akutua eman daiteke % 21eko edo gehiagoko O2-a duen airea arnasten bada 66 metro edo gehiagoko sakoneran. Orohar, % 100eko O2-a duen airea arnasten bada, soilik 6 metroko sakoneran.[32][33] [34][35]

Konbustioa eta beste arrisku batzuk

Apollo 1aren aginte moduluaren barnealdea. O2 puruak normala baino handiago den presioan eta txinparta batek sutea eragin zuen, eta ondorioz, tripulazioaren heriotza.

Oxigeno-kontzentrazio handia duten iturriak konbustio azkarra bizkortzen du. Sute eta leherketa arriskuak oxidatzaile kontzentratuak eta erregaiak gertuegi jartzen direnean gertatzen dira. Hala ere, bai bero bai txinparta bidezko ignizioa beharrezkoa da konbustioari hasiera emateko.[36] Oxigenoa substantzia bera ez da erregai bat, oxidatzailea baizik. Konbustioa emateko arriskuak  oxidatzaile sendoak diren oxigenodun konposatuetan ere gertatzen da, hala nola peroxidoetan, kloratoetan, perkloratoetan eta dikromatoetan, suari oxigenoa eman diezaioketelako.

O2 kontzentratuak konbustio azkarra eta energetikoa ahalbidetzen du. Oxigeno-likidoa bildu eta garraiatzen duten hoditeri eta altzairuzko ontziak, erregai moduan jokatzen dute. Horregatik, horien diseinu eta fabrikazioan arreta berezia jarri behar da ignizio-iturriak txikiagotu egiten direla ziurtatzeko.[36] Apollo 1aren tripulazioaren heriotza eragin zuen sutea hain azkar hedatzearen arrazoia presio atmosferikoa baino pixka bat handiagoa zen O2 puruarekin presurizatu zutelako izan zen. Berez, misioan, presio normalaren 1/3 erabili beharko litzateke.[37]

Oxigeno likidoaren isurketa ematen baldin bada, eta hori egurra bezalako materia organikoarekin, produktu petrokimikoekin edo asfaltoarekin kontaktuan jartzen bada, talka mekaniko bat jasoz gero, material horiek edozein momentuan eztanda egitea eragin dezake.[36] Beste zenbait likido kriogenikok bezala, gorputzarekin kontaktuan jartzen bada, azalaren eta begien izoztea eragin dezake.

Erreferentziak

  1. ↑ Breve historia de la quimica / Introduccion a Las Ideas Y Conceptos De La Quimica / Introduction to Ideas and Concepts of Chemistry.. Alianza Editorial Sa 2010 ISBN 9788420664217. PMC 701020154. (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  2. ↑ (Ingelesez) Ltd, Mark Winter, University of Sheffield and WebElements. «WebElements Periodic Table » Oxygen » electronegativity» www.webelements.com (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  3. ↑ a b John., Emsley,. (2001). Nature's building blocks : an A-Z guide to the elements. Oxford University Press ISBN 0198503415. PMC 46984609. (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  4. ↑ (Ingelesez) «NASA - NASA Research Indicates Oxygen on Earth 2.5 Billion Years Ago» www.nasa.gov (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  5. ↑ Oxygen. 2007-10-26 (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  6. ↑ Molecular Orbital Theory. 2008-05-10 (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  7. ↑ 1901-1994., Pauling, Linus,. (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals : an introduction to modern structural chemistry. (3rd ed. argitaraldia) Cornell University Press ISBN 0801403332. PMC 545520. (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  8. ↑ Albert., Stwertka,. (1996). A guide to the elements. Oxford University Press ISBN 0195080831. PMC 33013451. (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  9. ↑ «Elementary inorganic chemistry. By Dr. J. W. Mellor, F.R.S. Pp. x+229. London: Longmans, Green & Co., 1930. 3s. 6d» Journal of the Society of Chemical Industry 49 (18): 361–361. 1930-05-02  doi:10.1002/jctb.5000491804. ISSN 0368-4075. (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  10. ↑ (Ingelesez) Cacace, Fulvio; Petris, Giulia de; Troiani, Anna. (2001-11-05). «Experimental Detection of Tetraoxygen» Angewandte Chemie International Edition 40 (21)  doi:10.1002/1521-3773(20011105)40:21%3C4062::aid-anie4062%3E3.0.co;2-x. ISSN 1521-3773. (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  11. ↑ (Ingelesez) Cacace, Fulvio; Petris, Giulia de; Troiani, Anna. (2001-11-05). «Experimental Detection of Tetraoxygen» Angewandte Chemie International Edition 40 (21)  doi:10.1002/1521-3773(20011105)40:21%3C4062::aid-anie4062%3E3.0.co;2-x. ISSN 1521-3773. (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  12. ↑ Graefe, G.. (1968). «Ross, R. D.: Industrial Waste Disposal (Industrielle Abfallbeseitigung). Reinhold Book Corporation, New York – Amsterdam – London 1968, 352 Seiten, Preis in Lnw. geb. $17,75» Starch - Stärke 20 (11): 384–384.  doi:10.1002/star.19680201114. ISSN 0038-9056. (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  13. ↑ «ADD YOUR PAGE TITLE» employees.csbsju.edu (Noiz kontsultatua: 2018-11-07).
  14. ↑ Joseph., Jastrow,. (1936). Story of human error.. Ayer Co Pub ISBN 0836905687. PMC 948821726. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  15. ↑ a b c d e f g h i j k l m n Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). «"Oxygen"». The Encyclopedia of the Chemical Elements (en inglés). Nueva York: Reinhold Book Corporation. p. 499. LCCN 68-29938
  16. ↑ a b c contribuidores de la Britannica (1911). «John Mayow». Encyclopaedia Britannica (en inglés) (11ª edición). Archivado desde el original el 5 de febrero de 2008. Noiz kontsultatua: 2012ko uztailaren 22a.
  17. ↑ a b R., Stine, William. (1994). Applied chemistry. (3rd ed. argitaraldia) D.C. Heath ISBN 0669327271. PMC 30319088. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  18. ↑ a b c d e f John., Emsley,. (2001). Nature's building blocks : an A-Z guide to the elements. Oxford University Press ISBN 0198503415. PMC 46984609. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  19. ↑ 1939-2003., Morris, Richard,. (2003). The last sorcerers : the path from alchemy to the periodic table. Joseph Henry Press ISBN 0309505933. PMC 53987497. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  20. ↑ (Ingelesez) «XXXVIII. An account of further discoveries in air. By the Rev. Joseph Priestley, LL.D. F.R.S. in letter to Sir John Pringle, Bart. P.R.S. and the Rev. Dr. Price, F.R.S» Philosophical Transactions 65: 384–394. 1775-01-01  doi:10.1098/rstl.1775.0039. ISSN 0261-0523. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  21. ↑ Parks, G. D.; Mellor, J. W. Mellor's Modern Inorganic Chemistry (ingelesez) (6. edizioa). Londres: Longmans, Green and Co.
  22. ↑ Breve historia de la quimica / Introduccion a Las Ideas Y Conceptos De La Quimica / Introduction to Ideas and Concepts of Chemistry.. Alianza Editorial Sa 2010 ISBN 9788420664217. PMC 701020154. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  23. ↑ Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (ingelesez) (2.edizioa). Butterworth–Heinemann. p. 28. ISBN 0080379419
  24. ↑ Lesley., Smart,. (2005). Solid state chemistry : an introduction. (3rd ed. argitaraldia) CRC Press ISBN 0748775161. PMC 56661923. (Noiz kontsultatua: 2018-11-02).
  25. ↑ 1948-, Crabtree, Robert H.,. (2001). The organometallic chemistry of the transition metals. (3rd ed. argitaraldia) John Wiley ISBN 0471184233. PMC 44084018. (Noiz kontsultatua: 2018-11-02).
  26. ↑ (Ingelesez) Maksyutenko, Pavlo; Rizzo, Thomas R.; Boyarkin, Oleg V.. (2006-11-14). «A direct measurement of the dissociation energy of water» The Journal of Chemical Physics 125 (18): 181101.  doi:10.1063/1.2387163. ISSN 0021-9606. (Noiz kontsultatua: 2018-11-02).
  27. ↑ Chaplin, Martin (4 de enero de 2008). «Water Hydrogen Bonding» (ingelesez). Noiz kontsultatua: 2012ko uztailaren 22an.
  28. ↑ a b Acott, C. (1999). «Oxygen toxicity: A brief history of oxygen in diving». South Pacific Underwater Medicine Society Journal (en inglés) 29 (3). ISSN 0813-1988. OCLC 16986801. Noiz kontsultatua: 2012ko uztailaren 22an.
  29. ↑ (Ingelesez) Drack, Arlene V.. (1998-05-28). «Preventing Blindness in Premature Infants» New England Journal of Medicine 338 (22): 1620–1621.  doi:10.1056/nejm199805283382210. ISSN 0028-4793. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  30. ↑ Morgenthaler, George W.; Fester, Dale A.; Cooley, Carolyn G.. (1994-01). «An assessment of habitat pressure, oxygen fraction, and EVA suit design for space operations» Acta Astronautica 32 (1): 39–49.  doi:10.1016/0094-5765(94)90146-5. ISSN 0094-5765. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  31. ↑ Wade, Mark (2007). «Space Suits» (en inglés). Encyclopedia Astronautica. Archivado desde el original el 13 de diciembre de 2007. Noiz kontsutatua:2012ko uzatilaren 22an.
  32. ↑ a b (Ingelesez) Wilmshurst, Peter. (1998-10-10). «ABC of oxygen» BMJ 317 (7164): 996–999.  doi:10.1136/bmj.317.7164.996. ISSN 0959-8138. PMID 9765173. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  33. ↑ Kenneth., Donald,. (1992). Oxygen and the diver.. SPA in conjunction with K. Donald ISBN 1854211765. PMC 26894235. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  34. ↑ (Ingelesez) Donald, Kenneth W.. (1947-05-17). «Oxygen Poisoning in Man: Part I» Br Med J 1 (4506): 667–672.  doi:10.1136/bmj.1.4506.667. ISSN 0007-1447. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  35. ↑ (Ingelesez) Donald, Kenneth W.. (1947-05-24). «Oxygen Poisoning in Man: Part II» Br Med J 1 (4507): 712–717.  doi:10.1136/bmj.1.4507.712. ISSN 0007-1447. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).
  36. ↑ a b c Barry L. Werley (Edtr.) (1991). «Fire Hazards in Oxygen Systems». ASTM Technical Professional training (ingelesez). Filadelfia: ASTM International Subcommittee G-4.05.
  37. ↑ R., Chiles, James. (2002). Inviting disaster : lessons from the edge of technology : an inside look at catastrophes and why they happen. (1st paperback ed. argitaraldia) HarperBusiness ISBN 0066620821. PMC 50549938. (Noiz kontsultatua: 2018-11-01).


Ikus, gainera

Kanpo estekak

Strategi Solo vs Squad di Free Fire: Cara Menang Mudah!