Ossigeno

L'ossigeno e i suoi composti giocano un ruolo importante in molti importanti processi degli organismi viventi e delle attività industriali. 

Nella biosfera l'ossigeno è essenziale per i processi respiratori e metabolici, cioè per quei meccanismi attraverso i quali gli esseri viventi traggono l'energia necessaria per il loro sostentamento. Inoltre, l'ossigeno è l'elemento più abbondante sulla superficie terrestre: si trova infatti allo stato combinato, nei minerali, nelle rocce, nel suolo, e in tutti gli organismi viventi.
L'ossigeno è un elemento chimico gassoso; il simbolo è O, il numero atomico 8 e il peso atomico 15,9994. Allo stato elementare si trova principalmente sotto forma di molecola biatomica, che costituisce il 20,95% in volume dell'aria secca. L'ossigeno biatomico è inodore, incolore e privo di sapore.

Due scienziati si dividono la fama e il merito di avere isolato per primi l'ossigeno elementare: Joseph Priestley (1733-1804), un ecclesiastico inglese che, all'epoca del suo più importante lavoro sperimentale, faceva parte della corte letteraria di lord Shelburne, e Karl Wilhelm Scheele (1742-1786), un farmacista e chimico svedese. Si ritiene che lo Scheele sia stato il primo ad isolare l'ossigeno, ma che Priestley, che era riuscito ad ottenere indipendentemente lo stesso risultato qualche tempo più tardi, sia stato il primo a darne la notizia ufficiale.
L'interpretazione dei risultati di Priestley e la conseguente dimostrazione che l'ossigeno era un elemento chimico vennero dati dal chimico francese Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794). Il lavoro sperimentale di Lavoisier, che ampliò e perfezionò gli esperimenti di Priestley, fu determinante per la comprensione del meccanismo della combustione e per poter stabilire la legge di conservazione della materia.
Fu Lavoisier a dare all'ossigeno questo nome, che deriva dal greco "generatore di acidi". Lavoisier riteneva a torto che gli ossidi, sciolti in acqua, potessero formare solo degli acidi. Questo si verifica effettivamente in diversi casi; ad esempio, il biossido di zolfo forma l'acido solforoso. Alcuni ossidi tuttavia, come l'ossido di sodio, si sciolgono in acqua formando delle basi, come nella reazione che porta alla formazione dell'idrossido di sodio. Pertanto il nome dato all'ossigeno non era appropriato.

FONTI NATURALI

L'ossigeno si forma in numerosi processi nucleari che si ritiene abbiano luogo all'interno delle stelle. Si pensa che l'isotopo più abbondante dell'ossigeno, ossigeno-16, si formi nelle stelle che bruciano idrogeno per cattura di un protone da parte degli isotopi dell'azoto 15 e del fluoro-19 e per successiva emissione, rispettivamente, di un fotone e di una particella alfa. Nelle stelle che bruciano elio si pensa che l'isotopo carbonio-12 catturi una particella alfa per formare ossigeno-16 con emissione di un fotone.
Sulla Terra l'ossigeno costituisce circa metà della massa della crosta, l'89% della massa degli oceani e il 23% della massa dell'atmosfera (il 21% in volume). La maggior parte delle rocce e dei suoli della Terra è costituita principalmente da silicati. I silicati sono un gruppo straordinariamente complesso di sostanze che hanno una composizione tipica nella quale l'ossigeno entra per oltre il 50% del numero totale di atomi, in combinazione con il silicio ed uno o più elementi metallici.
Diversi minerali importanti sono fondamentalmente ossidi metallici, come i minerali di ferro ematite, magnetite, e limonite e il minerale più importante dell'alluminio, la bauxite (un miscuglio di ossidi di alluminio idrati e di ossido di ferro).

PROPRIETÀ CHIMICHE E FISICHE

Sono stati trovati tre isotopi naturali dell'ossigeno: ossigeno-16 (99,759%), ossigeno-17 (0,037%) e ossigeno-18 (0,204%). Gli isotopi più rari, soprattutto l'ossigeno-18, trovano il loro impiego principale negli esperimenti di laboratorio nei quali è necessario poter seguire gli stadi delle reazioni chimiche.
Raffreddando l'ossigeno a pressione atmosferica se ne ottiene la liquefazione a 90,18 K (-182,97 °C), il punto di ebollizione dell'ossigeno in condizioni normali, e la solidificazione a 54,39 K (-218,76 °C), punto di fusione normale dell'ossigeno. Nelle forme liquida e solida l'ossigeno assume un colore azzurro pallido. Per l'ossigeno solido si conoscono diverse strutture differenti: il tipo III, il cui campo di esistenza è compreso tra le più basse temperature raggiungibili e 23,66 K; il tipo II, tra 23,66 e 43,76 K; il tipo I, tra 43,76 e 54,39 K. La temperatura critica dell'ossigeno (cioè la temperatura al di sopra della quale è impossibile liquefare il gas per quanto si aumenti la pressione) è 154,3 K (-118,9 °C). La pressione dell'ossigeno molecolare liquido e gassoso in equilibrio alla temperatura critica è di 49,7 atmosfere.

L'ossigeno gassoso presenta una solubilità in acqua non elevata ma importante. La presenza di ossigeno molecolare disciolto nell'acqua è infatti indispensabile agli organismi acquatici per i loro processi metabolici ed è anche necessaria per l'ossidazione e l'eliminazione dei rifiuti organici dall'acqua. La solubilità di un gas in acqua dipende dalla temperatura e dalla pressione di questo. A 20 °C e ad una pressione di ossigeno di una atmosfera la solubilità dell'ossigeno nell'acqua è di circa 45 grammi per metro cubo, o di 45 ppm (parti per milione).
L'ossigeno biatomico è una molecola molto stabile, che ha una energia di dissociazione (energia richiesta per dissociare una mole di ossigeno molecolare nel suo stato fondamentale in due moli di ossigeno atomico nel suo stato fondamentale) di 493,6 kJ per mole. La molecola viene dissociata dai raggi ultravioletti di lunghezza d'onda inferiore a 193 nm. La radiazione solare, colpendo l'ossigeno dell'atmosfera, riesce quindi a dissociarlo. L'ossigeno atomico che si forma attraverso questo meccanismo può reagire con la molecola di ossigeno formando ozono.

Corrosione

Molte reazioni dirette, non catalizzate, dell'ossigeno si svolgono lentamente a temperatura ambiente, fatto questo che ha numerose conseguenze di rilievo. Una di queste ha a che fare con l'impiego dei metalli come materiali strutturali. Quelli che sono impiegati per la costruzione di strutture, come il ferro (principalmente sotto forma di acciaio) e l'alluminio, formano ossidi altamente stabili. Tuttavia, nonostante questa tendenza, la reazione ha luogo così lentamente a temperatura ambiente che per la maggior parte degli scopi pratici si può far conto che non si verifichi affatto; per questo motivo l'alluminio è un materiale strutturale impiegato frequentemente e con successo. La lentezza di questa reazione è dovuta in parte alla stabilità del legame ossigeno-ossigeno e in parte alla formazione di un sottile strato di ossido sulla superficie dell'alluminio, che svolge un'azione protettiva. 

L'ossidazione del ferro è un processo complicato che dipende dalla presenza sia di impurezze nel metallo, sia di acqua e di biossido di carbonio. Questo processo di ossidazione distruttiva, o arrugginimento, del ferro e dell'acciaio (che sono tra i materiali strutturali più importanti) porta danni economici estremamente pesanti alle società industrializzate (v. corrosione).

Ossidazioni biologiche

Un altro importante aspetto della velocità di reazione dell'ossigeno riguarda le reazioni con le sostanze organiche. Queste reazioni di ossidazione, che sono in definitiva le fonti dell'energia per le piante e gli animali superiori, determinano i processi di decomposizione dei rifiuti biodegradabili nei corsi d'acqua e la decomposizione naturale delle sostanze organiche ad opera di microrganismi. In questi processi la velocità di reazione è controllata selettivamente da enzimi, presenti negli organismi i quali facilitano le reazioni. Pertanto i prodotti di rifiuto e le piante e gli animali morti si decompongono (si ossidano) principalmente attraverso l'azione di questi microrganismi, e gli alimenti che forniscono l'energia vengono metabolizzati (ossidati) per mezzo di processi biologici.

Reattività

C'è una sensibile differenza tra le velocità di reazione fra le varie sostanze e l'ossigeno a temperatura ambiente e a temperature elevate. Molte sostanze che non reagiscono rapidamente con l'ossigeno a temperature inferiori a 100 °C sono invece altamente reattive a 1000 °C, dando luogo ad un forte sviluppo di calore (reazioni esotermiche). Ad esempio, il carbone ed il petrolio possono essere conservati indefinitamente alle temperature che si hanno in condizioni climatiche normali, mentre si ossidano rapidamente, sviluppando calore, a temperature elevate.

I composti più comuni dell'ossigeno sono quelli nei quali l'elemento ha numero di ossidazione -2. Questo fatto è in relazione con la struttura elettronica dell'atomo di ossigeno, il quale richiede due elettroni in più per completare il suo livello energetico più esterno. Ci sono numerosi esempi di bivalenza dell'ossigeno: si possono citare sostanze ben note come l'acqua, il biossido di carbonio, l'ossido di alluminio, il biossido di silicio, il biossido di zolfo, i silicati e il carbonato di calcio, o calcare. L'ossigeno presenta anche altri numeri di ossidazione, come avviene nei perossidi, dei quali è un esempio il perossido di idrogeno, noto comunemente come acqua ossigenata.
La reazione diretta dell'ossigeno con un altro elemento segue frequentemente lo schema descritto sopra: cioè a temperatura ambiente non ha luogo rapidamente o non si verifica affatto, ma è fortemente esotermica e, una volta che l'ossidazione è iniziata, il calore sviluppato fa salire la temperatura dei reagenti a un punto tale che la reazione si mantiene da sola.

Impieghi

L'ossigeno puro è usato largamente in vari processi tecnologici: nella saldatura, nel taglio e nella formatura dei metalli, come ad esempio nella saldatura mediante cannello ossiacetilenico, nella quale l'ossigeno reagisce con l'acetilene formando una fiamma estremamente calda. L'ossigeno viene aggiunto all'aria in ingresso negli altiforni, in misura dal 3 al 5%, allo scopo di aumentare la temperatura: è usato anche nei convertitori basici a ossigeno per la produzione dell'acciaio, nella preparazione di prodotti chimici e per la propulsione di razzi. L'ossigeno è adoperato anche nella combustione parziale del metano (gas naturale), o del carbone, per ottenere miscele di monossido di carbonio e idrogeno (il cosiddetto gas di sintesi), che a loro volta sono usati per la produzione di metanolo. E' prevedibile che processi nei quali si producono combustibili liquidi a partire dal carbone diventeranno sempre più importanti a mano a mano che le riserve petrolifere si impoveriranno.

PRODUZIONE

In laboratorio l'ossigeno viene prodotto per riscaldamento di ossido mercurico o di clorato di potassio a temperature moderatamente elevate. La preparazione da ossido mercurico è il metodo che venne impiegato da Priestley e la preparazione da clorato di potassio è il metodo che viene oggi adoperato comunemente nelle esercitazioni didattiche. L'ossigeno si libera quando il clorato di potassio solido viene riscaldato a 400 °C o, se viene aggiunto come catalizzatore il biossido di manganese, a 200 °C. L'ossigeno liberato può essere raccolto eliminando l'acqua, grazie alla bassa solubilità dell'ossigeno in essa. In laboratorio l'ossigeno può essere prodotto anche per elettrolisi dell'acqua, un processo che inverte la violenta reazione idrogeno-ossigeno discussa precedentemente. Facendo passare corrente elettrica attraverso l'acqua, il liquido si decompone agli elettrodi. Questo metodo è utilizzato anche per produrre l'ossigeno su scala industriale quando è richiesto un prodotto di elevata purezza.
Il metodo più economico, e quindi preferito, per la produzione dell'ossigeno su scala industriale è la liquefazione e la distillazione dell'aria. L'aria viene raffreddata fino a che passa allo stato liquido, principalmente facendola espandere con lavoro esterno in una turbina ruotante, e l'aria liquida che si ottiene viene frazionata con un complesso processo di distillazione. L'ossigeno gassoso così prodotto viene immesso in bombole a pressione, oppure, come avviene spesso quando la quantità prodotta è notevole, inviato mediante condotti ai vicini impianti industriali.

RAPPORTI CON LE SCIENZE BIOLOGICHE

La maggior parte degli organismi dipende dall'ossigeno per la possibilità di svolgere i normali processi biologici. La grande maggioranza degli organismi viventi rientra in una delle due categorie descritte di seguito. La prima è quella che comprende le piante superiori e i batteri fotosintetici. Questi organismi utilizzano l'energia luminosa attraverso la fotosintesi per combinare il biossido di carbonio e l'acqua (o, raramente, altre sostanze inorganiche al posto dell'acqua) in modo da formare sostanze più complesse classificate come carboidrati, mentre al contempo liberano ossigeno nell'atmosfera. Nella seconda categoria si collocano gli animali superiori, la maggior parte dei microrganismi e le cellule fotosintetiche che vivono nell'oscurità. Tutti i membri di questa seconda categoria utilizzano complesse serie di reazioni di ossidazione e riduzione catalizzate da enzimi, impiegando come combustibili sostanze come il glucosio e come agente finale di ossidazione l'ossigeno (v. metabolismo). I prodotti finali del metabolismo in questi organismi sono il biossido di carbonio e l'acqua, che passano nell'atmosfera.
Il bilancio complessivo di queste funzioni complementari costituisce il ciclo dell'ossigeno, nel quale gli organismi fotosintetici, utilizzando l'energia solare, sintetizzano i carboidrati dall'acqua e dal biossido di carbonio e liberano ossigeno come prodotto secondario, mentre gli organismi aerobici ossidano le sostanze organiche ingerite consumando ossigeno e liberando biossido di carbonio e acqua attraverso una complessa serie di processi metabolici (v. carbonio, ciclo del, atmosfera).
Per i vertebrati, e in particolare per l'uomo, l'ossigeno è indispensabile per il metabolismo e, di conseguenza, per la vita. L'inalazione dell'aria permette che l'ossigeno in essa contenuto venga scambiato nei polmoni, passando all'emoglobina del sangue. Il sangue, a sua volta, trasporta l'ossigeno, legato all'emoglobina (ossiemoglobina), a tutte le parti del corpo nelle quali hanno luogo i processi metabolici. Inoltre esso riporta indietro il biossido di carbonio ai polmoni, dove viene quindi scambiato con l'aria ed espirato. Se la concentrazione dell'ossigeno nell'atmosfera dovesse dimezzarsi, gli esseri umani non potrebbero sopravvivere. Per questo motivo una importante componente dei sistemi di sopravvivenza approntati per gli astronauti e per i sommozzatori è una sorgente di ossigeno gassoso. Analogamente, le persone che hanno malattie alle vie respiratorie che disturbano la normale respirazione, come la polmonite e l'enfisema polmonare, vengono tenute sovente in atmosfera ricca di ossigeno per migliorare lo scambio di questo gas con il sangue.

COMPOSTI PIU' IMPORTANTI

Nel campo della chimica inorganica esiste un grandissimo numero di composti che contengono l'ossigeno. Gli elementi dei quali non sono noti degli ossidi sono pochissimi, mentre ci sono diversi elementi metallici (come il titanio, il vanadio e il praseodimio) che formano una grande varietà di ossidi solidi. Gli ossidi solidi degli elementi metallici generalmente possono essere sintetizzati per reazione diretta fra gli elementi ad alta temperatura. In molti casi queste reazioni danno luogo alla formazione di un singolo ossido del metallo nella sua forma a più alto numero di ossidazione. Esempi tipici sono gli ossidi metallici del sodio, del calcio, del lantanio, del titanio, del vanadio e del tungsteno.
Nel caso di elementi capaci di formare ossidi parzialmente ridotti, in particolare i metalli della prima serie di transizione, questi si possono formare per riscaldamento dell'ossido di grado più elevato, preparato come descritto sopra, a temperature altissime (1500 °C ed oltre), sia in un contenitore inerte che in presenza del metallo. Gli ossidi ridotti che si ottengono mostrano una variazione nella presenza e nell'importanza dei legami diretti metallo-metallo e ciò dà origine ad una varietà di proprietà elettriche e magnetiche. Si conoscono molti ossidi di titanio. I più ricchi in metallo fra questi ossidi sono conduttori di tipo metallico e tendono ad essere non stechiometrici, cioè si osserva la loro esistenza in un intervallo di composizioni che posseggono tutte la medesima struttura di base. Parecchi tra questi ossidi di titanio presentano più di una struttura cristallina (polimorfismo). Il composto nel quale il titanio ha il più alto numero di ossidazione è largamente adoperato, in forma di rutilo, come pigmento bianco per vernici.
Gli ossidi ternari, che sono costituiti da due elementi metallici più l'ossigeno, presentano ampi motivi di interesse per quanti svolgono ricerca nel campo dello stato solido. Esempi di ossidi ternari importanti sono le ferriti, le cui proprietà magnetiche possono essere regolate in modo opportuno, cosa che le rende utili per le unità di memoria dei computer. Le ferriti vengono preparate riscaldando ad alta temperatura dei miscugli compattati di ossido di ferro e di ossidi di uno o più metalli (come quelli di nichel, rame, zinco, magnesio e manganese).
In chimica inorganica sono importanti anche gli ossidi dei non-metalli, la maggior parte dei quali forma una grande varietà di composti con l'ossigeno. Ad esempio, considerando solo il primo periodo del sistema periodico, il carbonio forma ossido di carbonio ed anidride carbonica, l'azoto protossido d'azoto, ossido d'azoto, anidride nitrosa, biossido di azoto ed anidride nitrica ed il fluoro fluoruro di ossigeno. Gli ossidi di azoto sono prodotti secondari indesiderabili della combustione in aria ad alta temperatura (come avviene nei motori a combustione interna), e possono provocare un grave inquinamento dell'ambiente.

Vedi anche: calcogeni; ossidi.

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Questa pagina è stata realizzata da Vittorio Villasmunta

Ultimo aggiornamento: 28/05/14