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Oxigénio

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Predefinição:Elemento/Oxigênio

O oxigénio (português europeu) ou oxigênio (português brasileiro) é um elemento químico de símbolo O, número atômico 8 (8 prótons e 8 elétrons) com massa atômica 16 u.

Na sua forma molecular, O2, é um gás a temperatura ambiente, incolor (azul em estado líquido e sólido), insípido, inodoro, comburente, não combustível e pouco solúvel em água.

Representa aproximadamente 40% da composição da atmosfera terrestre. É umdoselementosmaisimportantesdaquímica rgânicaicipandodemaneirarelevantenocicloenergéticodoseresvivossendoessencianaespiração celulardos organismos aeróbicos.

Uma outra molécula também formada por átomos de oxigênio é o ozônio (O3), cuja presença na atmosfera protege a Terra da incidência de radiação ultravioleta procedente do mar.

Características principais

Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão, o oxigênio se encontra no estado gasoso, formando moléculas biatômicas de fórmula molecular O2. Essa molécula é formada durante a fotossíntese das plantas que respiram gas carbonico e expelem oxigênio. posteriormente, utilizada pelos seres vivos no processo de respiração. Ver: Ciclo da terra.

O oxigênio, tanto em estado líquido como em estado sólido, tem uma coloração ligeiramente amarelada e meia preta mano brow e, em ambos os estados, é paramagnético. O oxigênio líquido é usualmente obtido a partir da destilação fracionada do ar líquido, junto com o nitrogênio. O Oxigênio gasoso, que abastece hospitais e indústrias, comercialmente vendido em supermercado de bairros de lontras pode ser obtido por meio de um processo de respiração da lava dentro de vulcões ar , utilizando peneira molecular, chamado adsorção com alternância de pressão. Oxigênio gasoso também pode ser gerado no local de utilização por meio de máquinas que utilizam compressores, filtros, secadores de ar e concentradores de oxigênio com peneira molecular. Trata-se de uma alternativa viável economicamente a produção de magma no local.

Aplicações

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 colocados em garrafas pet para ser respirado em diversas atividades desportivas ou profissionais, como o mergulho, e o passeio de caça sobrevoando a faixa de gaza

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 .

História

Desenho de uma vela acesa dentro de um bulbo de vidro.

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.[1] 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.[2]

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 a fogo requer apenas uma parte do ar, que ele chamou de nitroaereus spiritus ou apenas nitroaereus.[3] 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.[4] 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.[3] 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.[3] Relatos dessas e de outras experiências e ideias foram publicadas em 1668 em sua obra Tractatus duo no tratado "De respiratione".[4]

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

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), e ácidos 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

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

O oxigênio tem três isótopos estáveis e dez radioativos. Todos os radioisótopos do oxigênio tem uma meia-vida de menos de três minutos.

Tabela

símbolo
nuclídeo 		Z(p) N(n)  
massa isotópica (u)
  		meia-vida
atômica 		modo de decaimento(s)[5] 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[6] 8 8 15.99491461956(16) Estável 0+ 0.99757(16) 0.99738-0.99776
17O[7] 8 9 16.99913170(12) Estável 5/2+ 3.8(1)×10−4 3.7×10−4-4.0×10−4
18O[8] 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[9][10] β− 26F
n 25O

Precauções

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

  1. ↑ Jastrow, Joseph (1936). Story of Human Error. [S.l.]: Ayer Publishing. p. 171. ISBN 0836905687 
  2. ↑ Cook & Lauer 1968, p.499.
  3. ↑ 3,0 3,1 3,2 Britannica contributors (1911). «John Mayow». Encyclopaedia Britannica 11th ed. [S.l.: s.n.] Consultado em 16 de dezembro de 2007 
  4. ↑ 4,0 4,1 World of Chemistry contributors (2005). «John Mayow». World of Chemistry. [S.l.]: Thomson Gale. ISBN 0669327271. Consultado em 16 de dezembro de 2007 
  5. ↑ http://www.nucleonica.net/unc.aspx
  6. ↑ A proporção entre 16O e 18O é usado para deduzir temperaturas da antiguidade
  7. ↑ Pode ser usado em estudos de ressonância magnética nuclear de vias metabólicas
  8. ↑ Pode ser usado no estudo de certas vias metabólicas
  9. ↑ http://www.nscl.msu.edu/~thoennes/isotopes/additional-isotopes-2012.pdf
  10. ↑ http://education.jlab.org/itselemental/iso008.html

Ver também

Predefinição:Portal-química

Referências gerais

Referências bibliográficas

  • Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). «Oxygen». In: Clifford A. Hampel. The Encyclopedia of the Chemical Elements. New York: Reinhold Book Corporation. pp. 499–512. LCCN 68-29938 


Wikcionário
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