Oxígeno

¿Qué es el oxígeno?

El oxígeno es un elemento químico, con símbolo O. Es un gas muy reactivo, que encabeza el grupo 16: los calcógenos. Este nombre se debe a que el azufre y el oxígeno están presentes en casi todos los minerales.

Su alta electronegatividad explica su gran avidez por los electrones, lo cual lo lleva a combinarse con un número elevado de elementos, surgiendo un amplio abanico de óxidos minerales que enriquecen la corteza terrestre. Así, el oxígeno remanente compone y hace que la atmósfera sea respirable.

El oxígeno es el tercer elemento más abundante del Universo, detrás del hidrógeno y el helio, y es además el principal constituyente en masa de la corteza terrestre. Tiene un porcentaje en volumen del 20,8% de la atmósfera terrestre, y representa el 89% de la masa de agua.

Tiene habitualmente dos formas alotrópicas: el oxígeno diatómico (O₂), la forma más frecuente en la naturaleza, y el ozono (O₃), encontrado en la estratósfera. Sin embargo, hay otras dos (O₄ y O₈) que existen en sus fases líquidas o sólidas, y bajo enormes presiones.

El oxígeno se produce constantemente mediante la fotosíntesis, realizada por el fitoplancton y las plantas terrestres. Una vez producido, se libera para que los seres vivos puedan utilizarlo, mientras que una pequeña porción de él se disuelve en los mares, sustentando vida acuática.

Es un elemento esencial para los seres vivos, no solo porque está presente en la mayor parte de los compuestos y moléculas que los forman, sino porque interviene en todos sus procesos metabólicos.

Aunque controversialmente se atribuye su aislamiento a Carl Scheele y Joseph Priestley en 1774, hay indicios de que el oxígeno fue en realidad aislado por vez primera en 1608, por Michael Sendivogius.

Este gas se usa en la práctica médica para mejorar las condiciones de vida de pacientes con dificultades respiratorias. Asimismo, se emplea para permitir que las personas cumplan sus funciones en ambientes en que está disminuido o no hay acceso al oxígeno atmosférico.

El oxígeno producido comercialmente se utiliza principalmente en la industria metalúrgica para la conversión del hierro en acero.

Historia del oxígeno

• Espíritu nitroarial. En 1500, Leonardo da Vinci, basándose en los experimentos de Filón de Bizancio realizados en el siglo II a.C., concluyó que una porción del aire se consumía durante la combustión y la respiración. En 1608, Cornelius Drebble mostró que calentando salpetre (nitrato de plata, KNO₃) se producía un gas. Este gas, como se conocería luego, era oxígeno, pero Drebble no pudo identificarlo como un nuevo elemento. Luego, en 1668, John Majow señaló que una parte del aire, que denominó Spiritus nitroaerus, era responsable del fuego, y que además, se consumía durante la respiración y la combustión de sustancias. Majow observó que las sustancias no ardían en ausencia del espíritu nitroarial. Realizó la combustión del antimonio, y observó un aumento en el peso del antimonio durante su combustión. Entonces, concluyó que el antimonio se combinaba con el espíritu nitroarial.
• Descubrimiento. Aunque no recibió el reconocimiento de la comunidad científica, en vida ni después de su muerte, es probable que Michael Sandivogius (1604) sea el verdadero descubridor del oxígeno. Sandivogius era un alquimista, filósofo y médico sueco que produjo la descomposición térmica del nitrato de potasio. Sus experimentos generaron liberación del oxígeno, que denominó cibus vitae: alimento de la vida. Entre 1771 y 1772, el químico sueco Carl W Scheele calentó varios compuestos: nitrato de potasio, óxido de manganeso y óxido de mercurio. Scheele observó que se liberaba de ellos un gas que incrementaba la combustión, y al cual denominó “aire de fuego”.
• Experimentos de Joseph Priestly. En 1774, el químico inglés Joseph Priestly calentó óxido de mercurio con una lente de aumento de doce pulgadas que concentraba la luz solar. El óxido de mercurio liberó un gas que hizo que la vela se quemara mucho más rápido de lo normal. Priestly probó el efecto biológico del gas. Para ello, colocó en un recipiente cerrado un ratón que esperaba que sobreviviera quince minutos, pero en presencia del gas sobrevivió una hora, más de lo que pensó. Priestly publicó sus resultados en 1774, y Scheele lo hizo en 1775. Por eso, se suele atribuir el descubrimiento del oxígeno a Priestly.
• Oxígeno en el aire. Antoine Lavoisier, químico francés (1777), descubrió que el aire contiene un 20% de oxígeno y que cuando una sustancia se quema, en realidad está combinándose con el oxígeno. Lavoisier concluyó que el aparente aumento de peso que experimentaban las sustancias durante su combustión era debido a la pérdida de peso que ocurre en el aire, ya que el oxígeno se combinaba con estas sustancias y, por lo tanto, las masas de los reactantes se conservaban. Esto le permitió establecer su ley de la conservación de la materia. Lavoisier sugirió el nombre de oxígeno, que proviene de la raíz oxys, ácido, y genes, formación, que significaría “formador de ácidos”. Este nombre es erróneo, ya que no todos los ácidos contienen oxígeno, como los halogenuros de hidrógeno (HF, HCl, HBr y HI). Dalton (1810) asignó al agua la fórmula química HO, y por lo tanto, el peso atómico del oxígeno era 8. Un grupo de químicos, entre ellos, Davy (1812) y Berzelius (1814), corrigieron el planteamiento de Dalton y concluyeron que la fórmula correcta del agua es H₂O y el peso atómico del oxígeno es 16.

Propiedades físicas y químicas del oxígeno

• Apariencia física. Gas incoloro, inodoro e insípido, y el ozono tiene un olor acre. El oxígeno favorece la combustión, pero en sí mismo no es un combustible. En su forma líquida (imagen inferior) es azul pálido, y sus cristales también son azulados, pero pueden adquirir tonalidades rosadas, anaranjadas, e inclusive rojizas (como se explicará en el apartado de Estructura).

• Peso atómico. 15,999 u.
• Número atómico (Z). 8.
• Punto de fusión. -218,79 ºC.
• Punto de ebullición. -182,962 ºC.
• Densidad. En condiciones normales: 1,429 g/L. El oxígeno es un gas más denso que el aire. Es un mal conductor del calor y la electricidad. En su punto de ebullición (líquido), la densidad es 1,141 g/mL.
• Punto triple. 54,361 K y 0,1463 kPa (14,44 atm).
• Punto crítico. 154,581 K y 5,043 MPa (49770,54 atm).
• Calor de fusión. 0,444 kJ/mol.
• Calor de vaporización. 6,82 kJ/mol.
• Capacidad calórica molar. 29,378 J/(mol·K).
• Presión de vapor. A una temperatura de 90 K tiene una presión de vapor de 986,92 atm.
• Estados de oxidación. -2, -1, +1, +2. El estado de oxidación más importante es el -2 (O^2-).
• Electronegatividad. 3,44 en la escala de Pauling.
• Energía de ionización. Primera: 1.313,9 kJ/mol. Segunda: 3.388,3 kJ/mol. Tercera: 5.300,5 kJ/mol.
• Orden magnético. Paramagnético.
• Solubilidad en agua. La solubilidad del oxígeno en agua disminuye a medida que aumenta la temperatura. Así, por ejemplo, se disuelve 14,6 mL de oxígeno/L de agua a 0 ºC y 7,6 mL de oxígeno/L de agua a 20 ºC. La solubilidad del oxígeno en el agua potable es mayor que en el agua de mar. En la condición de temperatura 25 ºC y a una presión 101,3 kPa, el agua potable puede contener 6,04 mL de oxígeno/L de agua, mientras que el agua de mar solo 4,95 mL de oxígeno/L de agua.
• Reactividad. El oxígeno es un gas altamente reactivo que reacciona directamente con casi todos los elementos a temperatura ambiente y altas temperaturas, a excepción de los metales con potenciales de reducción más altos que el cobre. También puede reaccionar con los compuestos, oxidando los elementos presentes en ellos. Esto es lo que sucede cuando reacciona con la glucosa, por ejemplo, para producir agua y dióxido de carbono, o cuando arde la madera o un hidrocarburo. El oxígeno puede aceptar electrones por transferencia completa o parcial, por lo que se le considera un agente oxidante. El número o estado de oxidación más común para el oxígeno es el -2. Con este número de oxidación se encuentra en el agua (H₂O), dióxido de azufre (SO₂) y dióxido de carbono (CO₂). Asimismo, en compuestos orgánicos como aldehídos, alcoholes, ácidos carboxílicos, ácidos comunes como H₂SO₄, H₂CO₃, HNO₃; y en sus sales derivadas: Na₂SO₄, Na₂CO₃ o KNO₃. En todos ellos se pudiera asumir la existencia del O^2- (lo cual no es cierto para los compuestos orgánicos).
  • Óxidos. El oxígeno está presente como O^2- en las estructuras cristalinas de los óxidos metálicos. Por otro lado, en los superóxidos metálicos, como el superóxido de potasio (KO₂), el oxígeno está como el ion O₂^–. Mientras que en los peróxidos metálicos, a decir, peróxido de bario (BaO₂), el oxígeno se presenta como el ion O₂^2- (Ba²⁺O₂^2-).
• Isótopos. El oxígeno presenta tres isótopos estables: ¹⁶O, con 99,76% de abundancia; el ¹⁷O, con un 0,04%; y el ¹⁸O, con un 0,20%. Nótese que el ¹⁶O es por lejos el isótopo más estable y abundante.

Estructura y configuración electrónica del oxígeno

• Molécula de oxígeno y sus interacciones. El oxígeno en su estado basal es un átomo cuya configuración electrónica es: [He] 2s² 2p⁴. De acuerdo a la teoría del enlace de valencia (TEV), dos átomos de oxígeno se enlazan covalentemente para que ambos por separado completen su octeto de valencia, además de aparear sus dos electrones solitarios de los orbitales 2p. De esta manera, aparece la molécula diatómica de oxígeno, O₂, que tiene un enlace doble (O=O). Su estabilidad energética es tal que el oxígeno nunca se halla como átomos individuales en fase gaseosa sino como moléculas. Debido a que el O₂ es homonuclear, lineal y simétrico, carece de momento dipolar permanente. Por lo tanto, sus interacciones intermoleculares dependen de su masa molecular y de las fuerzas de dispersión de London. Estas fuerzas son relativamente débiles para el oxígeno, lo cual explica por qué es un gas en condiciones terrestres. No obstante, cuando la temperatura desciende o aumenta la presión, las moléculas O₂ se ven forzadas a cohesionar, hasta el punto de que de sus interacciones se vuelven significativas y permiten la formación del oxígeno líquido o sólido. Para intentar comprenderlos molecularmente, es necesario no perder de vista el O₂ como unidad estructural.

• Ozono. El oxígeno puede adoptar otras estructuras moleculares considerablemente estables, esto es, se encuentra en la naturaleza (o dentro del laboratorio) en diversas formas alotrópicas. El ozono (imagen inferior), O₃, es el segundo alótropo del oxígeno más conocido. Nuevamente, la TEV sostiene, explica y demuestra que en el O₃ debe haber estructuras de resonancia que estabilicen la carga formal positiva del oxígeno del centro (líneas punteadas en rojo), mientras que los oxígenos de los extremos del boomerang se reparten una carga negativa, haciendo que la carga total para el ozono sea neutra. De esta manera, los enlaces no son simples, pero tampoco dobles. El O₂ y O₃, a raíz de que sus estructuras moleculares son diferentes, lo mismo ocurre con sus propiedades físicas y químicas, fases líquidas o cristales (aun cuando ambos consistan de átomos de oxígeno). Teorizan que es probable la síntesis a grandes escalas del ozono cíclico, cuya estructura se asemeja a la de un triángulo rojizo y oxigenado. Hasta aquí llegan los “alótropos normales” del oxígeno. No obstante, existen otros dos a considerar: O₄ y O₈, encontrados o propuestos en el oxígeno líquido y sólido, respectivamente.

• Oxígeno líquido. El oxígeno gaseoso es incoloro, pero cuando la temperatura desciende hasta los -183 ºC, condensa en un líquido azul pálido (parecido al celeste). Las interacciones entre las moléculas O₂ es ahora tal que incluso sus electrones pueden absorber fotones en la región roja del espectro visible para reflejar su color azul característico. No obstante, se ha teorizado que en este líquido hay más que simples moléculas O₂, también una molécula O₄ (imagen inferior). Pareciera como si al ozono le hubieran “pegado” otro átomo de oxígeno que de alguna manera intercede por la carga formal positiva recién descrita. El problema es que de acuerdo a simulaciones computacionales y moleculares, dicha estructura para el O₄ no es precisamente estable. Sin embargo, predicen que sí existen como unidades (O₂)₂, es decir, dos moléculas de O₂ se aproximan tanto que forman una especie de marco irregular (los átomos O no están alineados uno frente del otro).

• Oxígeno sólido. Una vez la temperatura descienda hasta los -218,79 ºC, el oxígeno cristaliza en una estructura cúbica simple (fase γ). Conforme la temperatura desciende todavía más, el cristal cúbico sufre transiciones a las fases β (romboédrica y a -229,35 ºC) y α (monoclínica y a -249,35 ºC). Todas estas fases cristalinas del oxígeno sólido ocurren a presión ambiente (1 atm). Cuando la presión se incrementa a 9 GPa (~9000 atm), aparece la fase δ, cuyos cristales son anaranjados. Si la presión sigue aumentando hasta los 10 GPa, aparece el oxígeno sólido rojo o fase ε (otra vez monoclínico). La fase ε es especial porque la presión es tan grande que las moléculas O₂ no solo se acomodan como unidades O₄, sino también O₈. Nótese que este O₈ consiste en dos unidades O₄ donde se aprecia el marco irregular ya explicado. Asimismo, es válido considerarlo como cuatro O₂ alineados estrechamente y en posiciones verticales. Sin embargo, es tal su estabilidad bajo esta presión que el O₄ y O₈ son dos alótropos adicionales para el oxígeno. Y finalmente tenemos la fase ζ, metálica (a presiones mayores de 96 GPa), en la cual la presión hace que los electrones se dispersen en el cristal, tal como sucede con los metales.

Dónde se encuentra el oxígeno y producción

• Minerales. El oxígeno es en masa el tercer elemento del Universo, detrás del hidrógeno y el helio. Constituye el elemento más abundante de la corteza terrestre, representando alrededor del 50% de su masa. Se encuentra principalmente combinado con el silicio, bajo la forma de óxido de silicio (SiO₂). El oxígeno forma parte de innumerables minerales, como cuarzo, talco, feldespatos, hematita, cuprita, brucita, malaquita, limonita, etc. Asimismo, se localiza formando parte de numerosos compuestos como carbonatos, fosfatos, sulfatos, nitratos, etc.
• Aire. Constituye en volumen el 20,8% del aire atmosférico. En la troposfera se encuentra principalmente como una molécula diatómica de oxígeno. Mientras que en la estratosfera, una capa gaseosa entre 15 y 50 km de la superficie terrestre, se encuentra como ozono. El ozono es producido por una descarga eléctrica sobre la molécula de O₂. Este alótropo del oxígeno absorbe la luz ultravioleta de las radiaciones solares, bloqueando su acción dañina sobre los seres humanos, que en casos extremos se asocia a la aparición de melanomas.
• Agua dulce y salada. El oxígeno es un componente principal del agua de mar y agua dulce de lagos, ríos y aguas subterráneas. Forma parte de la fórmula química del agua, constituyendo en masa el 89% de ella. Por otro lado, aunque la solubilidad del oxígeno en el agua es relativamente baja, la cantidad de oxígeno disuelta en esta es imprescindible para la vida acuática, que alberga numerosísimas especies de animales y algas.
• Seres vivos. El ser humano está formado, aproximadamente, por un 60% de agua, rica en oxígeno. Pero, además, el oxígeno forma parte de numerosos compuestos, como fosfatos, carbonatos, ácidos carboxílicos, cetonas, etc., imprescindibles para la vida. También está presente en los polisacáridos, los lípidos, las proteínas y los ácidos nucleicos, es decir, las llamadas macromoléculas biológicas. Asimismo, forma parte de desechos dañinos de la actividad humana, como el monóxido y dióxido de carbono, o el dióxido de azufre.
• Producción biológica. El oxígeno se produce durante la fotosíntesis, proceso mediante el cual el fitoplancton marino y las plantas terrestres usan la energía lumínica para hacer reaccionar el dióxido de carbono con el agua, originando glucosa y liberando oxígeno. Se calcula que más del 55% del oxígeno producido por la fotosíntesis se debe a la acción del fitoplancton marino. Por lo tanto, constituye la fuente principal de generación de oxígeno en la Tierra y es responsable del mantenimiento de la vida en ella.
• Producción industrial
  • Licuefacción del aire. El método principal de producción de oxígeno industrialmente es el creado en 1895, de manera independiente por Karl Paul Gottfried Von Linde y William Hamson. Este método se usa en la actualidad con algunas modificaciones. El proceso se inicia con una compresión del aire para condensar el vapor de agua y eliminarlo. Luego, el aire es tamizado al ser conducido por una mezcla de zeolita y sílica gel, para eliminar dióxido de carbono, hidrocarburos pesados y el resto de agua. Posteriormente, los componentes del aire líquido se separan a través de una destilación fraccionada, lográndose la separación de los gases presentes en él por sus diferentes puntos de ebullición. Por este método se obtiene oxígeno con 99% de pureza.
  • Electrólisis del agua. El oxígeno es producido por electrólisis de agua altamente purificada, y con una conductividad eléctrica que no excede 1 µS/cm. El agua se separa por electrólisis en sus componentes. El hidrógeno como catión se desplaza hacia el cátodo (-), y el oxígeno se desplaza hacia el ánodo (+). Los electrodos tienen una estructura especial para recoger los gases y producir posteriormente su licuefacción.
  • Descomposición térmica. La descomposición térmica de compuestos como óxido de mercurio y salpetre (nitrato de potasio), libera oxígeno, que puede recogerse para su uso. También se usan los peróxidos para este propósito.

Papel biológico del oxígeno

El oxígeno es producido por el fitoplancton y las plantas terrestres mediante la fotosíntesis. Atraviesa la pared pulmonar y en la sangre es captado por la hemoglobina, que lo transporta a diferentes órganos para luego usarlo en el metabolismo celular.

En este proceso se utiliza el oxígeno durante el metabolismo de los glúcidos, ácidos grasos y aminoácidos, para producir en última instancia dióxido de carbono y energía. La respiración puede esquematizarse de la manera siguiente:

C₆H₁₂O₆    +    O₂      =>    CO₂     +     H₂O      +     Energía

La glucosa se metaboliza en un conjunto de procesos químicos secuenciales, que comprende la glucólisis, el ciclo de Krebs, la cadena de transporte electrónico y la fosforilación oxidativa. Esta serie de eventos produce energía, que se acumula como ATP (adenosina trifosfato).

El ATP se utiliza en diversos procesos celulares, que incluyen el transporte de iones y otras sustancias a través de la membrana plasmática, la absorción intestinal de sustancias, la contracción de las diferentes células musculares, el metabolismo de diferentes moléculas, etc.

Los leucocitos polimorfonucleares y los macrófagos son células fagocíticas capaces de utilizar el oxígeno para producir el ion superóxido, el peróxido de hidrógeno y el oxígeno singlete, empleados para destruir microorganismos.

Riesgos del oxígeno

Respirar oxígeno a altas presiones puede causar náuseas, mareos, espasmos musculares, pérdida de visión, convulsiones y pérdida de conciencia. Además, respirar oxígeno puro por un largo período provoca irritación pulmonar, manifestada por tos y acortamiento de la respiración.

Asimismo, puede ser causa de la formación de un edema pulmonar, condición muy grave que limita la función respiratoria.

Una atmósfera con alta concentración de oxígeno puede ser peligrosa, ya que facilita el desarrollo de incendios y explosiones.

Usos del oxígeno

• Médicos. Se administra a pacientes con insuficiencia respiratoria (neumonía, edema pulmonar o enfisema). Los pacientes con insuficiencia cardíaca, cuando se presenta acumulación de líquido en los alvéolos, también necesitan que se les suministre oxígeno, al igual que los pacientes que hayan sufrido un accidente cerebro vascular (ACV) severo.
• Necesidad ocupacional. Los bomberos que combaten incendios en ambientes con ventilación inadecuada, requieren el uso de máscaras y bombonas de oxígeno que les permitan cumplir con sus funciones, sin poner en mayores riesgos sus vidas. Los submarinos están dotados de equipos de producción de oxígeno que les permite a los marineros su permanencia en un ambiente cerrado y sin acceso al aire atmosférico. Los buzos realizan su trabajo sumergidos en el agua y, por lo tanto, aislados del aire atmosférico. Ellos respiran mediante oxígeno bombeado por tubos conectados a su escafandra o el uso de bombonas adosadas al cuerpo del submarinista. Los astronautas realizan sus actividades en ambientes equipados con generadores de oxígeno que permitan la sobrevivencia durante los viajes espaciales y en una estación espacial.
• Industrial. Más del 50% del oxígeno producido industrialmente es consumido en la transformación del hierro en acero. Al hierro fundido se le inyecta un chorro de oxígeno con el fin de eliminar el azufre y el carbono presentes. Reaccionan para producir los gases SO₂ y CO₂, respectivamente. El acetileno se usa en combinación con el oxígeno para cortar placas de metales y también para producir su soldadura. También se utiliza en la producción de vidrio, aumentando la combustión en el horneado para mejorar su transparencia.
• Espectrofotometría de absorción atómica. La combinación de acetileno y oxígeno se usa para quemar muestras de diferentes orígenes en un espectrofotómetro de absorción atómica. Durante el procedimiento, se hace incidir sobre la llama un haz de luz proveniente de una lámpara, específica para el elemento que se desea cuantificar. La llama absorbe la luz de la lámpara, permitiendo la cuantificación del elemento.

Referencias

1. Shiver & Atkins. Química Inorgánica (Cuarta edición). McGraw Hill.
2. Oxygen. Recuperado de en.wikipedia.org.
3. Just a pretty phase? Solid red oxygen: useless but delightful. Recuperado de nature.com.
4. Oxygen Element Facts. Chemicool. Recuperado de chemicool.com.
5. Oxygen: chemical element. Recuperado de britannica.com.