Oxígeno

ESTADO NATURAL

Elemento químico más abundante en la corteza terrestre. Casi todos los elementos forman óxidos. Se origina casi por completo en la fotosíntesis.

ISÓTOPOS

Tres isótopos estable: 16O, 17O y 18O.  El enriquecimiento artificial puede conseguirse por procesos físicos y químicos.

ESTRUCTURA MOLECULAR

Orden de enlace 2.  Paramagnético (el O2 diamagnético está a 92 kJ/mol por encima)

PROPIEDADES FÍSICAS

            A T ambiente es un gas incoloro, inodoro e insípido. En estado líquido es azul claro y sólido azul pálido.  Poco soluble en agua pero lo suficiente para la vida acuática. En disolvente orgánicos muy soluble.

PROPIEDADES QUÍMICAS

      El oxígeno pude intervenir en reacciones químicas como:

• Como oxígeno atómico (O): requiere la disociación previa de O2 que es muy estable. Se puede conseguir mediante descarga eléctrica o irradiando con radiaciones de 1900 Å.

La recombinación de O atómico es catalizada por superficies que absorben la energía producida. Como oxígeno atómico puede :

• Ceder uno o más e- para formar un ión positivo. EI elevado.
• Tomar uno o mas e- para formar un ion negativo. AE baja. Toma 2 e- para alcanzar la configuración de gas noble. La mayor parte de los óxidos metálicos son iónicos.  El ión O2- es una base fuerte de Brönsted por lo que da carácter básico al medio al reaccionar con el agua.
• Compartir electrones, formando el ión subperóxido (O2-) que es paramagnético y el ión peróxido (O22-) que es diamagnético.

• Como oxígeno molecular (O2).

Reacciones del oxígeno

Reacciones exotérmicas. Velocidad de reacción baja por la elevada energía de enlace.

• Reacciones directas:  con todos los elementos excepto halógenos, nitrógeno y gases nobles. Con el carbón produce combustión espontánea. La afinidad de los elementos químicos con el oxígeno es inversa a su electronegatividad. El oxígeno atómico es más reactivo.

• Reacciones en medio acuoso: Es oxidante. Su poder depende del medio, a mayor pH, menor carácter oxidante.

METODOS DE PREPARACIÓN

Métodos industriales:

• Destilación fraccionada del aire líquido. Como el N2 es más volátil que el O2 se produce el enriquecimieto del vapor en N2 y del líquido en O2.
• Electrolisis del agua:  en medio ácido requiere la aplicación de una ddp superior a 1,229V

Métodos de laboratorio:

• Descomposición térmica de óxidos, peróxidos y oxisales.

APLICACIONES

• Producción de hierro y acero. El oxigeno reacciona exotérmicamente con el carbón de coque para dar CO con liberación de calor, que es necesario para la reducción de los óxidos de hierro por el CO. Se usa oxígeno puro para no malgastar calor en calentar el nitrógeno.
• Sopletes: O2 + C2H2 (construcción) O2 + H2 (para cortar y soldar metales) y O2 + metano (para el soplado de vidrio). La temperatura que puede alcanzar va de mayor a menor.
• Industria química: producción de TiO2, preparación de óxidos de etileno, gas de síntesis…  oxidación del NH3 en la fabricación del HNO3
• Creación de atmósfera artificial en hospitales, submarinos y aviones.
• En cohetes junto a combustibles especiales

OZONO Estado natural

Se encuentra en la estratosfera en concentración baja y absorbe gran cantidad de peligrosas radiaciones solares ultravioletas.

Formación:                        

Transformación:          
                                                                                  

El efecto de estos procesos es: la absorción de radiaciones ultravioletas y que no haya un cambio de la concentración de O3 estratosférico. La pérdida de O3 se debe a la presencia en el medio de clorofluorocarbonos (CFC) y compuestos de organohalogenados.

En las capas bajas de la atmósfera se forma O3 durante las tormentas pero reacciona fácil y rápidamente.

Estructura molecular

Es angular. Hay dos enlaces s formados mediante híbridos sp2. Los orbitales híbridos que no participan en los enlaces están ocupados por pares de electrones no compartidos: un par en el oxígeno del vértice y dos pares en cada oxígeno terminal. Los orbitales pz de cada átomo perpendiculares al plano de la molécula, forman tres orbitales moleculares de simetría p: uno enlazante, otro no enlazante y un tercero, anti enlazante. El orbital enlazante deslocalizado de tres centros estaría ocupado por un par de electrones. El par de electrones restante ocuparían un orbital molecular no enlazante.

Propiedades físicas

A temperatura ambiente, gas de color azul pálido, olor irritante y sabor picante, debido a su poder oxidante ataca a las mucosas. El líquido es añil y el sólido negro azulado. Poco soluble en agua y más soluble en disolventes orgánicos. Limitada miscibilidad con O2.

Propiedades químicas

Más reactivo que el O2.  Oxidante más poderoso independientemente del pH

Métodos de preparación

Partiendo de O2. Reacción endotérmica a la que se suministra energía por radiación ultravioleta o descarga eléctrica. El aparato productor de ozono consta de dos tubos concéntricos de vidrio recubiertos de hoja de estaño y conectadas a un carrete de inducción. La proporción relativa de O, O2 y O3 depende de la temperatura

Se puede obtener también a partir de H2SO4 por electrólisis o reacción con BaO2 o KMnO4.

Aplicaciones

• Como sustituto de Cl2 para el tratamiento del agua. Tiene como ventaja que no reacciona con hidrocarburo para dar productos clorados (agentes cancerígenos) y evita el sabor y olor a cloro del agua. La desventaja es el coste
• Como blanqueante o decolorante y como conservante

OXIGENO ATÓMICO

Oxidante muy fuerte. Muy reactivo y con gran importancia en las reacciones químicas que tienen lugar en las capas superiores de la atmósfera. Muchas de estas reacciones son explosivas y luminiscentes.
           
                               
           
Se separa por fotólisis de O2, N2O, NO2, O3 o CO2. También efectuando una descarga en el seno de una mezcla gaseosa de O2 y Ar.